eu e a química 11_dossie_prof.pdf

c a A m i c u í m Q e a c s i c F í s n o

a º . 1 1 a c m i c Q u í m

C r ri i s t s t i i n a n C e a el l i i n a n S i a C a il l v v a ar a r l l o s o s C u un h n ha a M i ig u g e u el l V i ie i e i r r a a

Dossiê do Professor

A cópia ilegal viola ilegal viola os direitos dos autores. Os prejudicados somos todos nós.

Oo

Ao professor O projeto Eu e a Química 11 privilegia uma metodologia de ensino centrada nos alunos e na liberdade pedagógica do professor. O conjunto Manual + Caderno de Laboratório constitui, essencialmente, o ponto de partida para a abordagem dos conteúdos, podendo usar-se usar -se e/ou adaptar-se adaptar-se os recursos pedagógicos que aí se propõem e, ainda, complementá-los complementá-los com os incluídos nos restantes componentes do projeto: Caderno de Atividades, À Prova de Exame, Caderno de Laboratório – Guia do Professor , Dossiê do e e-Manual Premium. Professor e Este Dossiê do Professor pretende pretende ser mais um complemento de suporte ao trabalho do docente. Todos os materiais e recursos didáticos que o compõem vão ao encontro das reais necessidades dos professores e são disponibilizados em formato editável (no e-Manual Premium), permitindo a personalização dos mesmos por cada docente. Este dossiê está organizado em três secções: 1. Planificações: – Articulação curricular vertical (documento que faz a articulação dos pré-requisitos pré -requisitos essenciais abordados no 3.° Ciclo do Ensino Básico com os assuntos a lecionar nos 22 módulos de Química de 11.° ano ) – Planificação a longo prazo (toda a componente de Química – 35 semanas ) – Planificações por domínio (2 documentos) – Planificações por módulo (22 documentos) 2. Testes: – Teste Diagnóstico (avaliação dos pré-requisitos pré -requisitos essenciais à exploração dos conteúdos de Química de 11.° ano ) – Testes de Avaliação (5 testes por subdomínio, 2 testes globais por domínio e 1 teste global de Química de 11.° ano ) – Todos Todos os testes são acompanhados das respetivas matrizes, cotações, critérios de correção e grelhas de classificação 3. Anexos: – Grelhas de observação de aula, de observação da atividade laboratorial, de registo de trabalhos de casa, de avalia avaliação ção de trabalhos escritos, ficha de autoavaliação autoavaliação do aluno – Atividade Laboratorial do tipo investigativo – Unidades SI – Decreto-Lei n.° 128/2010 de 3 de dezembro Assim, os autores deste projeto desejam que a diversidade de materiais apresentados neste Dossiê de Professor , em articulação com os existentes nos restantes componentes, permita ao professor promover uma ação pedagógica marcada pela diversidade, abertura e flexibilidade necessárias ao acompanhamento das aprendizagens efetivas dos seus alunos, em diferentes contextos escolares e com diferentes perfis. Bom trabalho e muitos sucessos! Os autores I S B N 9 7 8 - 9 7 2 - 0 - 8 4 4 72 - 9

2

E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

Índice Planificações

Testes

Articulação curricular vertical Planificação a longo prazo Planificações por domínio Planificações por módulo

Teste Diagnóstico

Domínio 1 Equilíbrio 1 Equilíbrio químico Teste de Avaliação 1 Teste de Avaliação 2 Teste de Avaliação Global 1

Anexos

6 9 10 17

54

65 82 98

Domínio 2 Reações 2 Reações em sistemas aquosos Teste de Avaliação 3 Teste de Avaliação 4 Teste de Avaliação 5 Teste de Avaliação Global 2

129

Teste de Avaliação Global D1 .D2

169

Grelha de observação de aula Grelha de observação da atividade laboratorial Grelha de registo de trabalhos de casa Grelha de avaliação de trabalhos escritos Ficha de autoavaliação do aluno Atividade Laboratorial do tipo investigativo Unidades SI – Decreto-Lei n.° 128/2010 de 3 de dezembro

188

116 141 155

189 190 191 192 194 202

3

Articulação curricular vertical – Pré-requisitos de FQ do Ensino Básico Domínio 1 Equilíbrio químico Programa e Metas Curriculares de Química de 11.° ano Módulos 1.1. Reações químicas: equações químicas e relações estequiométricas M1

Metas Curriculares do 3.° Ciclo do Ensino Básico Ano 7.°

Domínio Materiais

Subdomínio Transformações físicas e químicas

Metas Curriculares ■

■

1.2. Reagente limitante, reagente em excesso e grau de pureza de uma amostra M2

8.°

Reações químicas

M3 1.3. Rendimento de uma reação química

Explicação e representação de reações químicas

■

■

1.4. Economia atómica e química verde M4

■

s a c i m í u q s e õ ç a e r s a d s o v i t a t i t n a u q s o t e p s A

■

■

■

■

1 o i n í m o d b u S

9.°

Classificação dos materiais

Ligação química

■

■

■

AL 1.1 Síntese do ácido

acetilsalicílico

7.°

Materiais

Separação das substâncias de uma mistura

■

■

■

■

6

Identificar o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a massa volúmica como propriedades físicas características de uma substância, constituindo critérios para avaliar a pureza de um material. Justificar, a partir de informação selecionada, a relevância da química analítica em áreas relacionadas com a nossa qualidade de vida, como segurança alimentar, qualidade ambiental e diagnóstico de doenças. Descrever a composição qualitativa e quantitativa de moléculas a partir de uma fórmula química e associar essa fórmula à representação da substância e da respetiva unidade estrutural. Classificar as substâncias em elementares ou compostas a partir dos elementos constituintes, das fórmulas químicas e, quando possível, do nome das substâncias. Concluir, a partir de representações de modelos de átomos e moléculas, que nas reações químicas há rearranjos dos átomos dos reagentes que conduzem à formação de novas substâncias, conservando-se o número total de átomos de cada elemento. Indicar o contributo de Lavoisier para o estudo das reações químicas. Verificar, através de uma atividade laboratorial, o que acontece à massa total das substâncias envolvidas numa reação química em sistema fechado. Concluir que, numa reação química, a massa dos reagentes diminui e a massa dos produtos aumenta, conservando-se a massa total, associando este comportamento à lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier ). Representar reações químicas através de equações químicas, aplicando a lei da conservação da massa. Indicar que os átomos estabelecem ligações químicas entre si formando moléculas (com dois ou mais átomos) ou redes de átomos. Associar a ligação covalente à partilha de pares de eletrões entre átomos e distinguir ligações covalentes simples, duplas e triplas. Representar as ligações covalentes entre átomos de elementos químicos não metálicos usando a notação de Lewis e a regra do octeto. Identificar técnicas de separação aplicáveis a misturas heterogéneas: decantação; filtração; peneiração; centrifugação; separação magnética. Identificar técnicas de separação aplicáveis a misturas homogéneas: destilação simples; cristalização. Identificar aplicações de técnicas de separação dos componentes de uma mistura no tratamento de resíduos, na indústria e em casa. Descrever técnicas laboratoriais básicas de separação, indicando o material necessário: decantação sólido-líquido; decantação líquido-líquido; filtração por gravidade; centrifugação; separação magnética; cristalização; destilação simples.


Articulação curricular vertical – Pré-requisitos de FQ do Ensino Básico Programa e Metas Curriculares de Química de 11.° ano Módulos

Metas Curriculares do 3.° Ciclo do Ensino Básico Ano

Domínio

Subdomínio ■

■

2.1. Reações incompletas e equilíbrio químico M5

7.°

Materiais

Substâncias e misturas

2.2. Extensão das reações químicas M6

2.3. Fatores que afetam o equilíbrio químico s a c i m í u q s e õ ç a e r s a d o ã s n e t x e e o c i m í u q o i r b í l i u q E


■

■

M7

■

■

■

■

■

■

8.°

Reações químicas

Velocidade de uma reação química

■

■

■

■

■

a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

s e õ ç a c i f i n a l P

Metas Curriculares

■

■

Selecionar o(s) processo(s) de separação mais adequado(s) para separar os componentes de uma mistura, tendo em conta a sua constituição e algumas propriedades físicas dos seus componentes. Separar os componentes de uma mistura usando as técnicas laboratoriais básicas de separação, na sequência correta. Associar o termo solução à mistura homogénea (sólida, líquida ou gasosa ) de duas ou mais substâncias, em que uma se designa por solvente e a(s) outra(s) por soluto(s). Identificar o solvente e o(s) soluto(s) em soluções aquosas e alcoólicas, a partir de rótulos de embalagens de produtos (soluções) comerciais. Distinguir composições qualitativa e quantitativa de uma solução. Associar a composição quantitativa de uma solução à proporção dos seus componentes. Associar uma solução mais concentrada àquela em que a proporção soluto-solvente é maior e uma solução mais diluída àquela em que essa proporção é menor. Concluir que adicionar mais solvente a uma solução significa diluí-la. Definir a concentração, em massa, e usá-la para determinar a composição quantitativa de uma solução. Identificar material e equipamento de laboratório mais comum, regras gerais de segurança e interpretar sinalização de segurança em laboratórios. Associar a velocidade de uma reação química à rapidez com que um reagente é consumido ou um produto é formado. Identificar os fatores que influenciam a velocidade das reações químicas e dar exemplos do dia a dia ou laboratoriais em que esses fatores são relevantes. Identificar a influência que a luz pode ter na velocidade de certas reações químicas, justificando o uso de recipientes escuros ou opacos na proteção de alimentos, medicamentos e reagentes. Concluir, através de uma atividade experimental, quais são os efeitos, na velocidade de reações químicas, da concentração dos reagentes, da temperatura, do estado de divisão do (s) reagente(s) sólido(s) e da presença de um catalisador apropriado. Associar os antioxidantes e os conservantes a inibidores utilizados na conservação de alimentos. Indicar que os catalisadores e os inibidores não são consumidos nas reações químicas, mas podem perder a sua atividade. Interpretar a variação da velocidade das reações com base no controlo dos fatores que a alteram.

7

Articulação curricular vertical – Pré-requisitos de FQ do Ensino Básico Domínio 2 Reações em sistemas aquosos Programa e Metas Curriculares de Química de 11.° ano Módulos M8

1.1. Ácidos e bases

Metas Curriculares do 3.° Ciclo do Ensino Básico Ano 8.°

Domínio Reações químicas

M9 1.2. Acidez e basicidade de soluções

e s a b o d i c á s e õ ç a e R


Subdomínio Tipos de reações químicas

1.3. Autoionização da água M10

■

■

1.4. Ácidos e bases em soluções aquosas M11

1.5. Constantes de acidez e de basicidade e força relativa de ácidos e de bases M12

■

■

1.6. Titulação ácido-base M13

■

1.7. Acidez e basicidade em soluções aquosas de sais M14

■

1.8. Aspetos ambientais das reações ácido-base M16 2.1. Caracterização o das reações de ã ç u oxidação-redução d e r 2 - M17 2.2. Força relativa o o i ã de oxidantes e n ç í a d m i redutores o x d o b e u d S s e õ ç a e R

3.1. Mineralização das águas e processo de dissolução M18

8

■

■

■

M15

e d a d i l i b u l 3 o s e o i d n í o r m i o b í d l i b u u q S e e s e õ ç u l o S

Metas Curriculares

3.2. Solubilidade de sais em água

8.°

Reações químicas

Tipos de reações químicas

■

■

■

■

8.°

Reações químicas


■

■

M19

3.3. Equilíbrio químico de solubilidade de sais

■

M20

3.4. Alteração da solubilidade de sais M21

■

■

■

3.5. Desmineralização de águas e processo de precipitação M22

Dar exemplos de soluções aquosas ácidas, básicas e neutras existentes no laboratório e em casa. Classificar soluções aquosas em ácidas, básicas (alcalinas) ou neutras, com base no comportamento de indicadores colorimétricos (ácido-base). Distinguir soluções ácidas de soluções básicas usando a escala de Sorensen. Determinar o carácter ácido, básico ou neutro de soluções aquosas com indicadores colorimétricos e medir o respetivo pH com indicador universal e medidor de pH. Ordenar soluções aquosas por ordem crescente ou decrescente de acidez ou de alcalinidade, dado o valor de pH de cada solução. Prever se há aumento ou diminuição de pH quando se adiciona uma solução ácida a uma solução básica ou vice-versa. Identificar ácidos e bases comuns: HC L, H2SO4, HNO3, H3PO4, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2. Classificar as reações que ocorrem, em solução aquosa, entre um ácido e uma base como reações ácido-base e indicar os produtos dessa reação. Representar reações ácido-base por equações químicas. Identificar, em reações de combustão no dia a dia e em laboratório, os reagentes e os produtos da reação, distinguindo combustível e comburente. Representar reações de combustão, realizadas em atividades laboratoriais, por equações químicas. Associar as reações de combustão, a corrosão de metais e a respiração a um tipo de reações químicas que se designam por reações de oxidação-redução. Identificar, a partir de informação selecionada, reações de combustão relacionadas com a emissão de poluentes para a atmosfera (óxidos de enxofre e nitrogénio) e referir consequências dessas emissões e medidas para minimizar os seus efeitos. Concluir que certos sais são muito solúveis ao passo que outros são pouco solúveis em água. Classificar como reações de precipitação as reações em que ocorre a formação de sais pouco solúveis em água (precipitados). Identificar reações de precipitação no laboratório e no ambiente (formação de estalactites e de estalagmites ). Representar reações de precipitação, realizadas em atividades laboratoriais, por equações químicas. Associar águas duras a soluções aquosas com elevada concentração em sais de cálcio e de magnésio. Relacionar, a partir de informação selecionada, propriedades da água com a sua dureza, referindo consequências do seu uso industrial e doméstico e identificando processos usados no tratamento de águas duras.


Planificação a longo prazo Gestão global de tempos letivos O Programa de Física e Química A 11.° ano, em vigor a partir do ano letivo 2016-2017, está elaborado atendendo a uma carga letiva mínima semanal de 315 minutos (7 unidades de 45 minutos) e máxima de 350 minutos (7 unidades de 50 minutos). O mesmo documento apresenta uma gestão do tempo letivo organizado em três aulas semanais (2 * 90 minutos + 1 * 135 minutos por semana ou 2 * 100 minutos + 1 * 150 minutos por semana). Assim, neste documento o número de aulas refere-se a aulas de 90 (ou 100) minutos e 135 (ou 150) minutos. O ano letivo apresenta em média 35 semanas, das quais 17,5 semanas serão dedicadas à lecionação de conteúdos programáticos e atividades prático-laboratoriais (53 aulas).

Aulas previstas

N.° de aulas

Aula para apresentação

1

Aulas para avaliação diagnóstica, correção e discussão

2

Aulas para avaliação formativa, correção e discussão

3

Aulas para avaliação sumativa, correção e discussão

6

Aulas para autoavaliação

1

Aulas para revisão de conteúdos de 10.° ano

1

Aulas para lecionação de conteúdos programáticos e atividades prático-laboratoriais (resolução e correção de exercícios e problemas e exploração das atividades laboratoriais)

39

TOTAL

53

Distribuição do número de aulas por domínio e subdomínio Domínio

Subdomínio

N.° de aulas

SD1 Aspetos quantitativos das reações químicas

7

SD2 Equilíbrio químico e extensão das reações químicas

8

SD1 Reações ácido-base

10

SD2 Reações de oxidação-redução

5

SD3 Soluções e equilíbrio de solubilidade

9

D1 Equilíbrio químico

D2 Reações em sistemas aquosos a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

TOTAL

39

9


Planificações por domínio Domínio 1 Equilíbrio químico Objetivo geral

s a c i m í u q s e õ ç a e r s a d s o v i t a t i t n a u q s o t e p s A

Compreender as relações quantitativas nas reações químicas e aplicá-las na determinação da eficiência dessas reações.

■

■

■

■

■

Conteúdos

Módulo

Reações químicas – equações químicas – relações estequiométricas

1.1. Reações químicas: equações químicas e relações estequiométricas

Reagente limitante e em excesso Grau de pureza de uma amostra Rendimento de uma reação química Economia atómica e química verde

M1

1.2. Reagente limitante, reagente em excesso e grau de pureza de uma amostra M2

■

■

■

■

■

AL 1.1 Síntese do ácido

acetilsalicílico


1.3. Rendimento de uma reação química M3

1.4. Economia atómica e química verde M4

■

■

■

■

o ã s n e t x e e o s c i a c m í i u m í q u q o i r s b e í l i õ u ç q a E e r s 2 a d o i n í m o d b u S

Reconhecer a ocorrência de reações químicas incompletas e de equilíbrio químico e usar o Princípio de Le Châtelier para prever a evolução de sistemas químicos.

■

■

■

Reações incompletas e equilíbrio químico - reações inversas e equilíbrio químico - equilíbrio químico Extensão das reações químicas - constante de equilíbrio usando concentrações - quociente da reação Fatores que alteram o equilíbrio químico - Princípio de Le Châtelier - equilíbrio químico e otimização de reações químicas

AL 1.2 Efeito da

concentração no equilíbrio químico

10

2.1. Reações incompletas e equilíbrio químico M5

■

■

■

■

■

Metas Curriculares

N.° de aulas

Interpretar o significado das equações químicas em termos de quantidade de matéria e relacionar o respetivo acerto com a conservação da massa (Lei de Lavoisier ). Efetuar cálculos estequiométricos com base em equações químicas.

2

Identificar reagente limitante e reagente em excesso numa reação química. Interpretar o grau de pureza de uma amostra. Indicar que os reagentes podem apresentar diferentes graus de pureza e que devem ser escolhidos consoante as finalidades de uso e custo.

1

Distinguir reações completas de incompletas. Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo reagente limitante/em excesso, rendimento da reação e grau de pureza dos reagentes.

3

Associar “economia atómica percentual” à razão entre a massa de átomos de reagentes que são incorporados no produto desejado e a massa total de átomos nos reagentes, expressa em percentagem. Comparar reações químicas do ponto de vista da química verde tendo em conta vários fatores, como: economia atómica, redução dos resíduos, produtos indesejados, escolha de reagentes e processos menos poluentes.

1

Interpretar a ocorrência de reações químicas incompletas numa base molecular: ocorrência simultânea das reações direta e inversa. Associar estado de equilíbrio químico a qualquer estado de um sistema fechado em que, macroscopicamente, não se registam variações de propriedades físicas e químicas. Interpretar gráficos que traduzem a variação da concentração (ou da quantidade de matéria ) em função do tempo, para cada um dos componentes da mistura reacional, e da evolução temporal da velocidade das reações direta e inversa. Associar equilíbrio químico homogéneo ao estado de equilíbrio que se verifica numa mistura reacional numa só fase. Identificar equilíbrios homogéneos em diferentes contextos, por exemplo, a reação de síntese do amoníaco.

2,5


Planificações por domínio

Objetivo geral

Conteúdos

Módulo 2.2. Extensão das reações químicas M6


■

■

■

s a c i m í u q s e õ ç a e r s a d o ã s n e t x e e o c i m í u q o i r b í l i u q E


■

■

■

■

2.3. Fatores que alteram o equilíbrio químico M7

■

■

■

■

a r o t i d E o t r o P

© P D 1 1 Q E

N.° de aulas


Escrever expressões matemáticas que traduzam a constante de equilíbrio, usando concentrações. Concluir, a partir de valores de concentrações, que o valor da constante de equilíbrio é o mesmo para todos os estados de equilíbrio de um sistema químico, à mesma temperatura. Relacionar a extensão de uma reação, a uma certa temperatura, com o valor da constante de equilíbrio dessa reação, a essa temperatura. Concluir, a partir de valores de concentrações em equilíbrio, que o valor da constante de equilíbrio, para uma reação química, depende da temperatura. Relacionar o valor da constante de equilíbrio da reação direta com o da constante de equilíbrio da reação inversa. Distinguir entre constante de equilíbrio e quociente da reação em situações de não equilíbrio. Prever o sentido dominante da reação com base na comparação do valor do quociente da reação, num determinado instante, com o valor da constante de equilíbrio da reação química considerada à temperatura a que decorre a reação. Aplicar expressões da constante de equilíbrio e do quociente da reação na resolução de questões envolvendo cálculos.

3,5

Indicar os fatores que podem alterar o estado de equilíbrio de uma mistura reacional (pressão, em sistemas gasosos, temperatura e concentração ). Interpretar o efeito da variação da concentração de um reagente ou produto num sistema inicialmente em equilíbrio, por comparação do quociente da reação com a constante de equilíbrio, a temperatura constante. Identificar o Princípio de Le Châtelier como uma regra que permite prever a evolução de um sistema químico quando ocorre variação de um dos fatores que pode afetar o estado de equilíbrio – concentração, pressão, volume ou temperatura. Aplicar o Princípio de Le Châtelier à síntese do amoníaco e a outros processos industriais e justificar aspetos de compromisso relacionados com temperatura, pressão e uso de catalisadores.

2

11

Planificações por domínio Domínio 2 Reações em sistemas aquosos Objetivo geral Aplicar a teoria protónica (de Bronsted e Lowry) para reconhecer substâncias que podem atuar como ácidos ou bases e determinar o pH das suas soluções aquosas.

Conteúdos ■


■

■

■

■

■

■

12

1.1. Ácidos e bases M8

■

■ ■

■


Ácidos e bases - evolução histórica - ácidos e bases segundo Brönsted e Lowry

Módulo

Acidez e basicidade de soluções - escala de Sorensen - pH e concentração hidrogeniónica Autoionização da água - produto iónico da água - relação entre as concentrações de H3O+ e de OH- efeito da temperatura na autoionização da água

1.2. Acidez e basicidade de soluções M9

1.3. Autoionização da água M 10

Força relativa de ácidos e de bases Titulação ácido-base - neutralização - ponto de equivalência - indicadores ácido-base Acidez e basicidade em soluções aquosas de sais Aspetos ambientais das reações ácido-base: - acidez da água da chuva - poluentes atmosféricos e chuva ácida - redução da emissão de poluentes atmosféricos

■

■

■

Ácidos e bases em soluções aquosas - ionização de ácidos e de bases em água - pares conjugados ácido-base - espécies químicas anfotéricas Constantes de acidez e de basicidade

■

■

■

1.4. Ácidos e bases em soluções aquosas M11

■

■

■

Metas Curriculares

N.° de aulas

Identificar marcos históricos importantes na interpretação de fenómenos ácido-base, culminando na definição de ácido e base de acordo com Brönsted e Lowry. Interpretar reações ácido-base como reações de transferência de protões.

0,5

Relacionar quantitativamente a concentração hidrogeniónica de uma solução e o seu valor de pH.

0,5

Caracterizar a autoionização da água fazendo referência às espécies químicas envolvidas nesta reação e a sua extensão. Relacionar a extensão da reação da autoionização da água com o produto iónico da água, identificando-o com a constante de equilíbrio para essa reação. Relacionar as concentrações do ião H 3O+ e do ião OH− resultantes da autonomização da água. Prever, com base no Princípio de Le Châtelier, o efeito da variação da temperatura na autoionização da água. Relacionar as concentrações dos iões H3O+ e OH−, bem como os valores de pH e pOH, para soluções ácidas, básicas e neutras.

2

Explicitar os significados de ionização (de ácidos e algumas bases) e de dissociação de sais (incluindo hidróxidos), diferenciando ionização de dissociação. Explicar o que é um par conjugado ácido-base, dando exemplos de pares conjugados ácido-base. Interpretar o significado de espécie química anfotérica.

1



Objetivo geral

Conteúdos AL2.1

Constante de acidez AL2.2 Titulação ácido-base

Módulo M12

1.5. Constantes de acidez e de basicidade e força relativa de ácidos e de bases

Metas Curriculares

■

■

■

■

■

■


M13

1.6. Titulação ácido-base


■

■

M14

1.7. Acidez e basicidade em soluções aquosas de sais

M15 1.8. Aspetos ambientais das reações ácido-base


■

■

■

■

■

N.° de aulas


Escrever equações químicas que representam reações de ionização de um ácido, ou de uma base, e as respetivas expressões das constantes de acidez ou de basicidade. Relacionar os valores das constantes de acidez de diferentes ácidos (ou as constantes de basicidade de diferentes bases) com a extensão das respetivas ionizações. Explicar por que razão as soluções de ácidos fracos têm valores de pH mais elevados do que os das soluções de ácidos fortes de igual concentração. Determinar o pH de soluções de ácidos (ou bases) fortes a partir da respetiva concentração e vice-versa. Determinar concentrações de equilíbrio das espécies químicas envolvidas na ionização de ácidos monopróticos fracos (ou de bases) a partir do pH, constante de acidez (ou basicidade) e estequiometria da reação. Relacionar as constantes de acidez e de basicidade para um par conjugado ácido-base.

2

Interpretar o significado de neutralização associando-o à reação entre os iões H3O+ e OH− durante uma reação ácido-base. Associar o ponto de equivalência de uma titulação à situação em que nenhum dos reagentes se encontra em excesso. Associar indicador ácido-base a um par conjugado ácido-base em que as formas ácidas e básicas são responsáveis por cores diferentes.

2

Interpretar o carácter ácido, básico ou neutro de soluções aquosas de sais com base nos valores das constantes de acidez ou de basicidade dos iões do sal em solução.

1

Interpretar a acidez da chuva normal com base na dissolução do dióxido de carbono presente na atmosfera. Interpretar a formação de chuvas ácidas devido à presença de poluentes na atmosfera (SOx, NOx), assim como processos de eliminação destes poluentes, com base nas correspondentes reações químicas. Explicar as consequências das chuvas ácidas sobre construções de calcário e mármore, interpretando as equações químicas correspondentes.

1

13

Planificações por domínio Objetivo geral Reconhecer as reações de oxidação-redução como reações de transferência de eletrões e interpretar a ação de ácidos sobre alguns metais como um processo de oxidação-redução.

o ã ç u d e r o ã ç a d i x o e d s e õ ç a e R

■

■

Conteúdos

Módulo

Caracterização das reações de oxidação-redução - conceitos de oxidação e redução - espécie oxidada e espécie reduzida - oxidante e redutor - número de oxidação - semirreações de oxidação e de redução

2.1. Caracterização das reações de oxidação-redução M 16


■

■

■

Força relativa de oxidantes e redutores - reação ácido-metal - poder redutor e poder oxidante - série eletroquímica

■

■

AL2.3 Série eletroquímica

■


■

2.2. Força relativa de oxidantes e redutores M17

■

■

■

14

N.° de aulas

Associar oxidação à cedência de eletrões e redução ao ganho de eletrões. Interpretar reações de oxidação-redução como reações de transferência de eletrões. Identificar, numa reação de oxidação-redução, as espécies químicas oxidada (redutor) e reduzida (oxidante). Identificar estados de oxidação de um elemento em substâncias elementares, compostas e em espécies iónicas a partir do cálculo do seu número de oxidação. Usar o conceito de número de oxidação na identificação de reações de oxidação-redução.

3

Acertar equações químicas de oxidação-redução em casos simples. Interpretar uma reação de oxidação-redução como um processo em que ocorrem simultaneamente uma oxidação e uma redução, escrevendo as semiequações correspondentes. Associar a ocorrência de uma reação ácido-metal à oxidação do metal com redução simultânea do ião hidrogénio. Comparar o poder redutor de alguns metais. Prever se uma reação de oxidação-redução ocorre usando uma série eletroquímica adequada. Interpretar a corrosão dos metais como um processo de oxidação-redução.

2



Objetivo geral Compreender a dissolução de sais e reconhecer que a mineralização das águas se relaciona com processos de dissolução e equilíbrios de solubilidade.

■

■

e d a d i l i b u l o s e d o i r b í l i u q e e s e õ ç u l o S


■

Conteúdos

Módulo

Mineralização das águas e processo de dissolução - dissolução de sais e gases na água do mar - processo de dissolução e interação soluto-solvente - fatores que afetam o tempo de dissolução

3.1. Mineralização das águas e processo de dissolução

Solubilidade de sais em água - solubilidade - efeito da temperatura na solubilidade - solução não saturada, saturada e sobressaturada

M 18


■

■

3.2. Solubilidade de sais em água M 19

■

■

Equilíbrio químico e solubilidade de sais - constante do produto de solubilidade - solubilidade e produto de solubilidade

■

■

3.3. Equilíbrio químico e solubilidade de sais M20

■

■


■

N.° de aulas


Relacionar a composição química da água do mar com a dissolução de sais e do dióxido de carbono da atmosfera. Caracterizar o fenómeno da dissolução como uma mistura espontânea de substâncias que pode ser relacionada com as interações entre as espécies químicas do soluto e do solvente.

0,5

Indicar formas de controlar o tempo de dissolução de um soluto (estado de divisão e agitação ) mantendo a temperatura e a pressão constantes. Definir solubilidade em termos de concentração de solução saturada e de massa de soluto dissolvido em 100 g de solvente. Classificar as soluções de um dado soluto em não saturadas, saturadas e sobressaturadas, com base na respetiva solubilidade, a uma determinada temperatura.

2,5

Interpretar gráficos de solubilidade em função da temperatura. Identificar o equilíbrio químico que se estabelece entre um sal e uma sua solução saturada como um equilíbrio químico heterogéneo, designando-o por equilíbrio de solubilidade. Escrever equações químicas que traduzem equilíbrios de solubilidade e escrever as correspondentes expressões da constante de produto de solubilidade. Relacionar a constante de produto de solubilidade de um sal com a respetiva solubilidade, na ausência de outros equilíbrios que afetem essa solubilidade.

2,5

Interpretar a possibilidade de formação de um precipitado, com base nas concentrações de iões presentes em solução e nos valores de produtos de solubilidade.

15

Planificações por domínio Objetivo geral ■

e d a d i l i b u l o s e d o i r b í l i u q e e s e õ ç u l o S


16

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Conteúdos

Módulo

Alteração da solubilidade dos sais - efeito do ião comum - efeito da adição de soluções ácidas - formação de iões complexos Desmineralização de águas e processo de precipitação - correção da dureza da água - remoção de poluentes

3.4. Alteração da solubilidade dos sais

AL2.4 Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água

M21


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3.5. Desmineralização de águas e processo de precipitação M22

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N.° de aulas

Interpretar, com base no Princípio de Le Châtelier, o efeito do ião comum na solubilidade de sais em água. Interpretar, com base no Princípio de Le Châtelier, a solubilização de alguns sais por soluções ácidas.

2,5

Interpretar, com base no Princípio de Le Châtelier, a solubilização de alguns sais através da formação de iões complexos. Associar a dureza total de uma água à concentração de catiões cálcio e magnésio. Interpretar, com base em informação selecionada, processos para minimizar a dureza das águas. Interpretar, com base em informação selecionada, a utilização de reações de precipitação na remoção de poluentes de águas.

1


Planificações por módulo Revisões de 10.° ano: Quantidade de matéria e composição quantitativa de soluções

M0

Quantidade de matéria e massa molar Volume molar e massa volúmica Composição quantitativa de soluções


Questões motivadoras Como caracterizar uma quantidade de matéria? Como se quantifica e se caracteriza uma substância gasosa? Como exprimir a composição quantitativa de uma solução? Conteúdos ■

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Quantidade de matéria; Número de Avogadro; Número de partículas; Massa molar. Lei de Avogadro; Volume molar; Relação entre a massa e o volume molar. Concentração mássica; Concentração molar; Percentagem em massa; Percentagem em volume; Partes por milhão; Fração molar.

Metas Curriculares (10.°) ■

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Atividades propostas ■

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Manual: Verifique o que aprendeu – págs. 14 e 15 À Prova de Exame: Questões relativas a estes conteúdos de 10.° ano

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Recursos de aula Manual – págs. 7 a 15 e-Manual Premium PowerPoint M0 Caderno de Atividades À Prova de Exame

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Identificar a quantidade de matéria como uma das grandezas do Sistema Internacional (SI) de Unidades e caracterizar a sua unidade, mole, com referência ao número de Avogadro de entidades. Relacionar o número de entidades numa dada amostra com a quantidade de matéria nela presente, identificando a constante de Avogadro como constante de proporcionalidade. Calcular massas molares a partir de tabelas de massas atómicas relativas (médias). Relacionar a massa de uma amostra e a quantidade de matéria com a massa molar. Definir volume molar e, a partir da Lei de Avogadro, concluir que tem o mesmo valor para todos os gases à mesma pressão e temperatura. Relacionar a massa de uma amostra gasosa e a quantidade de matéria com o volume molar, definidas as condições de pressão e temperatura. Relacionar a massa volúmica de uma substância gasosa com a sua massa molar e volume molar. Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos das questões motivadoras que o introduzem, informando que se irão relembrar os conteúdos estudados no 10.° ano, para melhor compreensão dos novos conteúdos a explorar na Química de 11.° ano. 2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M0 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 14 e 15 do Manual ü À Prova de Exame, questões relativas a estes conteúdos de 10.° ano

Observações: a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

EQ11DP – 02

17

Planificações por módulo

M1

D1. Equilíbrio químico SD1. Aspetos quantitativos das reações químicas

1.1. Reações químicas: equações químicas e relações estequiométricas Questão motivadora Qual o significado quantitativo de uma equação química? Conteúdos Reações químicas equações químicas relações estequiométricas


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Interpretar o significado das equações químicas em termos de quantidade de matéria e relacionar o respetivo acerto com a conservação da massa (Lei de Lavoisier ). Efetuar cálculos estequiométricos com base em equações químicas.

Manual: Análise da Síntese de conteúdos – pág. 29 Verifique o que aprendeu - págs. 29 e 30 Aplique o que aprendeu, questões 1 a 4 – pág. 50 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M1 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 1 - Química 11 Recursos de aula

Manual – págs. 19 a 30 e-Manual Premium PowerPoint M1 Simulação: Acerto de equações químicas Animação: Equações químicas e quantidade de matéria Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. Os aspetos quantitativos de algumas reações de síntese química historicamente relevantes podem ser um contexto para a introdução dos conteúdos abordados neste subdomínio, e neste módulo em particular. Como exemplo destas reações, temos a síntese da ureia realizada por Wöhler. O Programa sugere a escrita de equações químicas usando estruturas de Lewis, realçando o carácter molecular das reações. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M1 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ).

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4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 29 e 30 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 1 a 4 – pág. 50 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M1 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 1 - Química 11


Observações:


19

Planificações por módulo D1. Equilíbrio químico SD1. Aspetos quantitativos das reações químicas

1.2. Reagente limitante, reagente em excesso e grau de pureza de uma amostra

M2

Questão motivadora Como realizar cálculos estequiométricos com reagentes que não se encontram em proporções estequiométricas e que apresentam impurezas? Conteúdos ■

■

Reagente limitante e reagente em excesso Grau de pureza de uma amostra Atividades propostas

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 36 Verifique o que aprendeu - págs. 36 e 37 Aplique o que aprendeu, questão 5 – pág. 50 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M2 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 1 - Química 11


■

■

Identificar reagente limitante e reagente em excesso numa reação química. Interpretar o grau de pureza de uma amostra. Indicar que os reagentes podem apresentar diferentes graus de pureza e que devem ser escolhidos consoante as finalidades de uso e custo.

Recursos de aula Manual – págs. 31 a 37 e-Manual Premium PowerPoint M2 Animação: Reagente limitante e reagente em excesso Exercício orientado: Grau de pureza Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

■

■

Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M2 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 36 e 37 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questão 5 - pág. 50 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M2 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 1 - Química 11

Observações: 20



M3


1.3. Rendimento de uma reação química


Questão motivadora Será que a quantidade de produto esperado numa reação química é aquela que realmente se obtém? Conteúdos ■

Rendimento de uma reação química


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Manual: Análise da Síntese de conteúdos – pág. 40 Verifique o que aprendeu - págs. 40 e 41 Aplique o que aprendeu, questões 6 a 11 – págs. 51 e 52 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M3 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 1 - Química 11 Caderno de Laboratório: AL 1.1 Síntese do ácido acetilsalicílico - págs. 8 a 12 Caderno de Laboratório - Guia do Professor: Exploração da AL 1.1 - págs. 66 a 69 Questionário Laboratorial 1 - págs. 70 e 71

Distinguir reações completas de incompletas. Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo reagente limitante/em excesso, rendimento da reação e grau de pureza dos reagentes.

Recursos de aula Manual – págs. 38 a 41 e-Manual Premium PowerPoint M3 Tutorial AL 1.1: Síntese do ácido acetilsalicílico Simulação: Reagente limitante e reagente em excesso Animação: Rendimento de uma reação Tutorial: Cálculos estequiométricos: reagente limitante e rendimento Caderno de Atividades Caderno de Laboratório À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M3 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. a r o t i d E o t r o P

© P D 1 1 Q E

3. Realização da atividade laboratorial AL 1.1 Síntese do ácido acetilsalicílico: AL 1.1 no Caderno do Laboratório - págs. 8 a 12 De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeadamente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 1.1 presente no e-Manual. ■

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Planificações por módulo 4. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 5. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 40 e 41 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 6 a 11 – págs. 51 e 52 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M3 ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 1 - págs. 70 e 71 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 1 - Química 11

Observações:

22



M4


1.4. Economia atómica e química verde


Questão motivadora Será possível introduzir modificações nas reações químicas que visem economizar energia e/ou átomos e aumentar o rendimento e a seletividade de um dado processo? Conteúdos ■

Economia atómica e química verde



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Manual: Análise da Síntese de conteúdos – pág. 48 Verifique o que aprendeu - págs. 48 e 49 Aplique o que aprendeu, questões 12 e 13 - págs. 52 e 53 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M4 Exercícios globalizantes referentes a SD1 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 1 - Química 11

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Associar “economia atómica percentual” à razão entre a massa de átomos de reagentes que são incorporados no produto desejado e a massa total de átomos nos reagentes, expressa em percentagem. Comparar reações químicas do ponto de vista da química verde tendo em conta vários fatores como: economia atómica, redução dos resíduos, produtos indesejados, escolha de reagentes e processos menos poluentes.

Recursos de aula Manual – págs. 42 a 49 e-Manual Premium PowerPoint M4 Animação: Economia atómica e química verde Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas:


1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. De acordo com as orientações do Programa, a economia atómica deve surgir no contexto da “química verde” para realçar que, no caso das reações químicas, é possível introduzir modificações que visam economizar energia e/ou átomos e aumentar o rendimento e a seletividade de um dado processo. Estes aspetos podem ser debatidos com os alunos do ponto de vista da sustentabilidade. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M4 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 48 e 49 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 12 e 13 - págs. 52 e 53 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M4 ü Caderno de Atividades, exercícios globalizantes referentes a SD1 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 1 - Química 11 23


M5

D1. Equilíbrio químico SD2. Equilíbrio químico e extensão das reações químicas

2.1. Reações incompletas e equilíbrio químico Questão motivadora Como se caracteriza macroscopicamente e submicroscopicamente uma reação reversível? Conteúdos Reações incompletas e equilíbrio químico reações inversas e equilíbrio químico equilíbrio químico


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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 60 Verifique o que aprendeu - págs. 60 e 61 Aplique o que aprendeu, questão 1 - pág. 82 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M5 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 1 - Química 11

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Recursos de aula Manual – págs. 55 a 61 e-Manual Premium PowerPoint M5 Animação: Equilíbrio químico Simulação: Reações reversíveis e equilíbrio químico Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Interpretar a ocorrência de reações químicas incompletas numa base molecular: ocorrência simultânea das reações direta e inversa. Associar estado de equilíbrio químico a qualquer estado de um sistema fechado em que, macroscopicamente, não se registam variações de propriedades físicas e químicas. Interpretar gráficos que traduzem a variação da concentração (ou da quantidade de matéria ) em função no tempo, para cada um dos componentes da mistura reacional, e da evolução temporal da velocidade das reações direta e inversa. Associar equilíbrio químico homogéneo ao estado de equilíbrio que se verifica numa mistura reacional numa só fase. Identificar equilíbrios homogéneos em diferentes contextos, por exemplo, a reação de síntese do amoníaco.

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. De acordo com as orientações do Programa, os sistemas a estudar neste subdomínio devem ser homogéneos, gasosos ou aquosos. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M5 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 60 e 61 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questão 1 - pág. 82 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M5 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 1 - Química 11

Observações: 24



M6


2.2. Extensão das reações químicas Questão motivadora Como avaliar a extensão de uma reação química? Conteúdos Extensão das reações químicas constante de equilíbrio usando concentrações quociente da reação


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Manual: Análise da Síntese de conteúdos – pág. 68 Verifique o que aprendeu - págs. 68 e 69 Aplique o que aprendeu, questões 2 e 3 - págs. 82 e 83 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M6 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 1 - Química 11

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Recursos de aula ■

Manual – págs. 62 a 69 e-Manual Premium PowerPoint M6 Infografia: Extensão de uma reação química Tutorial: Quociente de reação Tutorial: Constante de equilíbrio Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Escrever expressões matemáticas que traduzam a constante de equilíbrio, usando concentrações. Concluir, a partir de valores de concentrações, que o valor da constante de equilíbrio é o mesmo para todos os estados de equilíbrio de um sistema químico, à mesma temperatura. Relacionar a extensão de uma reação, a uma certa temperatura, com o valor da constante de equilíbrio dessa reação, a essa temperatura. Concluir, a partir de valores de concentrações em equilíbrio, que o valor da constante de equilíbrio, para uma reação química, depende da temperatura. Relacionar o valor da constante de equilíbrio da reação direta com o da constante de equilíbrio da reação inversa. Distinguir entre constante de equilíbrio e quociente da reação em situações de não equilíbrio. Prever o sentido dominante da reação com base na comparação do valor do quociente da reação, num determinado instante, com o valor da constante de equilíbrio da reação química considerada a temperatura a que decorre a reação. Aplicar expressões da constante de equilíbrio e do quociente da reação na resolução de questões envolvendo cálculos.

Sugestões metodológicas:


1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. De acordo com as orientações do Programa, no que respeita a aspetos quantitativos do equilíbrio químico, devem excluir-se casos em que apenas se apresentam dados relativos à composição inicial do sistema. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M6 em articulação com as informações contidas no Manual e nos recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 68 e 69 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 2 e 3 - págs. 82 e 83 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M6 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 1 - Química 11

Observações: 25



M7


2.3. Fatores que alteram o equilíbrio químico Questão motivadora O que acontece a um sistema em equilíbrio quando se altera um dos fatores de que depende o equilíbrio? Conteúdos Fatores que alteram o equilíbrio químico Princípio de Le Châtelier equilíbrio químico e otimização de reações químicas


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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 80 Verifique o que aprendeu - págs. 80 e 81 Aplique o que aprendeu, questões 4 a 13 - págs. 83 a 87 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M7 Exercícios globalizantes referentes a SD2 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 1 - Química 11 Caderno de Laboratório: AL 1.2 Efeito da concentração no equilíbrio químico - págs. 13 a 15 Caderno de Laboratório - Guia do Professor: Exploração da AL 1.2 - págs. 72 a 75 Questionário Laboratorial 2 - págs. 76 e 77

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Indicar os fatores que podem alterar o estado de equilíbrio de uma mistura reacional (pressão, em sistemas gasosos, temperatura e concentração). Interpretar o efeito da variação da concentração de um reagente ou produto num sistema inicialmente em equilíbrio, por comparação do quociente da reação com a constante de equilíbrio, a temperatura constante. Identificar o Princípio de Le Châtelier como uma regra que permite prever a evolução de um sistema químico quando ocorre variação de um dos fatores que podem afetar o estado de equilíbrio - concentração, pressão, volume ou temperatura. Aplicar o Princípio de Le Châtelier à síntese do amoníaco e outros processos industriais e justificar aspetos de compromisso relacionados com temperatura, pressão e uso de catalisadores.

Recursos de aula Manual – págs. 70 a 81 e-Manual Premium PowerPoint M7 Tutorial AL 1.2: Efeito da concentração no equilíbrio químico Simulação: Efeito da concentração no equilíbrio químico Simulação: Princípio de Le Châtelier Animação: Influência da temperatura no equilíbrio químico Animação: Influência da concentração de reagentes e produtos no equilíbrio químico Animação: Influência da pressão no equilíbrio químico Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. De acordo com as orientações do Programa, no que respeita a aspetos quantitativos do equilíbrio químico, devem excluir-se casos em que apenas se apresentam dados relativos à composição inicial do sistema. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M7 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual.

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3. Realização da atividade laboratorial AL 1.2 Efeito da concentração no equilíbrio químico: AL 1.2 no Caderno do Laboratório - págs. 13 a 15 De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeadamente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 1.2 presente no e-Manual. ■


4. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 5. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 80 e 81 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 4 a 13 - págs. 83 a 87 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M7 ü Caderno de Atividades, exercícios globalizantes referentes a SD2 ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 2 - págs. 76 e 77 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 1 - Química 11

Observações:


27


M8

D2. Reações em sistemas aquosos SD1. Reações ácido-base

1.1. Ácidos e bases Questões motivadoras O que são ácidos e bases? Como se caracterizam as reações ácido-base? Conteúdos Ácidos e bases: evolução histórica ácidos e bases segundo Brönsted e Lowry


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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 96 Verifique o que aprendeu - págs. 96 e 97 Aplique o que aprendeu, questões 1 e 2 - pág. 141 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M8 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11

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Identificar marcos históricos importantes na interpretação de fenómenos ácido-base, culminando na definição de ácido e de base de acordo com Brönsted e Lowry. Interpretar reações ácido-base como reações de transferência de protões.

Recursos de aula Manual – págs. 91 a 97 e-Manual Premium PowerPoint M8 Friso: Evolução dos conceitos de ácido e de base Animação: Teoria protónica de Brönsted e Lowry Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos das questões motivadoras que o introduzem. Ao solicitar aos alunos a resposta às questões-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. De acordo com as orientações do Programa, podem usar-se contextos que ilustrem o contributo da Química na resolução de problemas ambientais como, por exemplo, nos setores industrial, energético, agrícola e de transportes, entre outros, envolvendo o tratamento de resíduos e a qualidade do ar e da água. Deve destacar-se o conceito de ácido e de base segundo Brönsted e Lowry, referindo-se historicamente a teoria de Arrhenius, mostrando o papel das teorias na construção do conhecimento científico. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M8 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ).

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4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 96 e 97 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 1 e 2 - pág. 141 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M8 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11


Observações:


29


M9


1.2. Acidez e basicidade de soluções Questão motivadora Como se relacionam quantitativamente a concentração hidrogeniónica de uma solução e o seu valor de pH? Conteúdos Acidez e basicidade de soluções a escala de Sorensen o pH e concentração hidrogeniónica ■


Relacionar quantitativamente a concentração hidrogeniónica de uma solução e o seu valor de pH.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 101 Verifique o que aprendeu - págs. 101 e 102 Aplique o que aprendeu, questão 3 - pág. 141 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M9 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Recursos de aula

Manual – págs. 98 a 102 e-Manual Premium PowerPoint M9 Animação: Escala de pH Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor (a)-alunos, explorar o PowerPoint M9 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 101 e 102 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questão 3 - pág. 141 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M9 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

30



M10


1.3. Autoionização da água


Questão motivadora Como se caracteriza a equação química de autoionização da água? Conteúdos Autoionização da água o produto iónico da água a relação entre as concentrações de H 3O+ e de OH− o efeito da temperatura na autoionização da água


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Caracterizar a autoionização da água fazendo referência às espécies químicas envolvidas nesta reação e a sua extensão.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 107 Verifique o que aprendeu - págs. 107 e 108 Aplique o que aprendeu, questões 4 e 5 - pág. 142 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M10 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Recursos de aula

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Relacionar a extensão da reação da autoionização da água com o produto iónico da água, identificando-o com a constante de equilíbrio para essa reação. Relacionar as concentrações do ião H 3O+ e do ião OH− resultantes da autoionização da água. Prever, com base no Princípio de Le Châtelier, o efeito da variação da temperatura na autoionização da água. Relacionar as concentrações dos iões H3O+ e OH−, bem como os valores de pH e pOH, para soluções ácidas, básicas e neutras.

Manual – págs. 103 a 108 e-Manual Premium PowerPoint M10 Animação: Reação da autoionização da água Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M10 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ).


4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 107 e 108 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 4 e 5 - pág. 142 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M10 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações: 31


M11


1.4. Ácidos e bases em soluções aquosas Questão motivadora Como se caracterizam as reações de ionização de ácidos e bases em água? Conteúdos Ácidos e bases em soluções aquosas ionização de ácidos e de bases em água pares conjugados ácido-base espécies químicas anfotéricas


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Explicitar os significados de ionização (de ácidos e algumas bases) e de dissociação de sais (incluindo hidróxidos), diferenciando ionização de dissociação.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 116 Verifique o que aprendeu - págs. 116 e 117 Aplique o que aprendeu, questões 6 e 7 - págs. 142 e 143 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M11 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11

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Explicar o que é um par conjugado ácido-base, dando exemplos de pares conjugados ácido-base. Interpretar o significado de espécie química anfotérica.

Recursos de aula Manual – págs. 109 a 117 e-Manual Premium PowerPoint M11 Animação: Ionização e dissociação Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M11 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 116 e 117 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 6 e 7 - págs. 142 e 143 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M11 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações: 32



M12


1.5. Constantes de acidez e de basicidade e força relativa de ácidos e de bases


Questão motivadora Como se relaciona, através das constantes de equilíbrio, a força de um ácido e de uma base? Conteúdos ■

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Constantes de acidez e de basicidade Força relativa de ácidos e de bases



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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 123 Verifique o que aprendeu - págs. 123 e 124 Aplique o que aprendeu, questões 8 e 9 - págs. 143 e 144 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M12 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Caderno de Laboratório: AL 2.1 Constante de acidez - págs. 16 a 19 Caderno de Laboratório - Guia do Professor: Exploração da AL 2.1 - págs. 78 a 81 Questionário Laboratorial 3 - págs. 82 e 83 Recursos de aula

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Escrever equações químicas que representam reações de ionização de um ácido, ou de uma base, e as respetivas expressões das constantes de acidez ou de basicidade. Relacionar os valores das constantes de acidez de diferentes ácidos (ou as constantes de basicidade de diferentes bases) com a extensão das respetivas ionizações. Explicar por que razão as soluções de ácidos fracos têm valores de pH mais elevados do que os das soluções de ácidos fortes de igual concentração. Determinar o pH de soluções de ácidos (ou bases) fortes a partir da respetiva concentração e vice-versa. Determinar concentrações de equilíbrio das espécies químicas envolvidas na ionização de ácidos monopróticos fracos (ou de bases) a partir do pH, constante de acidez (ou basicidade ) e estequiometria da reação. Relacionar as constantes de acidez e de basicidade para um par conjugado ácido-base.

Manual – págs. 118 a 124 e-Manual Premium PowerPoint M12 Tutorial AL 2.1: Constante de acidez Simulação: Equilíbrio ácido-base Tutorial: Força relativa de ácidos e bases Tutorial: Concentrações de equilíbrio na ionização de ácidos Tutorial: Constantes de acidez e de basicidade de um par ácido-base conjugado Animação: Constantes de acidez e de basicidade Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1

Q E

2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M12 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ).

EQ11DP – 03

33

Planificações por módulo 4. Realização da atividade laboratorial AL 2.1 Constante de acidez: AL 2.1 no Caderno do Laboratório - págs. 16 a 19 De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeadamente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 2.1 presente no e-Manual. ■

5. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 118 e 124 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 8 e 9 - págs. 143 e 144 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M12 ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 3 - págs. 82 e 83 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

34



M13


1.6. Titulação ácido-base


Questão motivadora Como se caracteriza uma titulação ácido-base? Conteúdos Titulação ácido-base neutralização ponto de equivalência indicadores ácido-base


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Interpretar o significado de neutralização associando-o à reação entre os iões H 3O+ e OH− durante uma reação ácido-base.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 129 Verifique o que aprendeu - págs. 129 e 130 Aplique o que aprendeu, questões 10 e 11 - pág. 144 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M13 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Caderno de Laboratório: AL 2.2 Titulação ácido-base - págs. 20 a 24 Caderno de Laboratório - Guia do Professor: Exploração da AL 2.2 - págs. 84 a 88 Questionário Laboratorial 4 - págs. 89 e 90

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Associar o ponto de equivalência de uma titulação à situação em que nenhum dos reagentes se encontra em excesso. Associar indicador ácido-base a um par conjugado ácido-base em que as formas ácidas e básicas são responsáveis por cores diferentes.

Recursos de aula Manual – págs. 125 a 130 e-Manual Premium PowerPoint M13 Tutorial AL 2.2: Titulação ácido-base Simulação: Titulação ácido-base Tutorial: Reação de neutralização Caderno de Atividades Caderno de Laboratório À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. a r o t i d E o t r o P

© P D 1 1 Q E


35

Planificações por módulo 4. Realização da atividade laboratorial AL 2.2 Titulação ácido-base: AL 2.2 no Caderno do Laboratório - págs. 20 a 24 De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeadamente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 2.2 presente no e-Manual. ■

5. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 129 e 130 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 10 e 11 - pág. 144 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M13 ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 4 - págs. 89 e 90 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

36



M14


1.7. Acidez e basicidade em soluções aquosas de sais


Questão motivadora Como se avalia a acidez e a basicidade de sais em solução aquosa? Conteúdos ■

Acidez e basicidade em soluções aquosas de sais Atividades propostas

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Interpretar o carácter ácido, básico ou neutro de soluções aquosas de sais com base nos valores das constantes de acidez ou de basicidade dos iões do sal em solução.

Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 134 Verifique o que aprendeu - págs. 134 e 135 Aplique o que aprendeu, questão 12 - pág. 145 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M14 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Recursos de aula

Manual – págs. 131 a 135 e-Manual Premium PowerPoint M14 Interatividade: Carácter químico de soluções aquosas de sais Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M14 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 134 e 135 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questão 12 - pág. 145 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M14 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Observações:

37


M15


1.8. Aspetos ambientais das reações ácido-base Questões motivadoras A que se deve e como se forma a chuva ácida? Como reduzir a acidez da chuva? Conteúdos Aspetos ambientais das reações ácido-base acidez da água da chuva poluentes atmosféricos e chuva ácida redução da emissão de poluentes atmosféricos


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Interpretar a acidez da chuva normal com base na dissolução do dióxido de carbono presente na atmosfera.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 139 Verifique o que aprendeu - págs. 139 e 140 Aplique o que aprendeu, questões 13, 14 e 15 - pág. 145 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M15 Exercícios globalizantes referentes a SD1 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11

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Interpretar a formação de chuvas ácidas devido à presença de poluentes na atmosfera (SOx, NOx), assim como processos de eliminação destes poluentes, com base nas correspondentes reações químicas. Explicar as consequências das chuvas ácidas sobre construções de calcário e mármore, interpretando as equações químicas correspondentes.

Recursos de aula Manual – págs. 136 a 140 e-Manual Premium PowerPoint M15 Animação: Chuvas ácidas Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos das questões motivadoras que o introduzem. Ao solicitar aos alunos a resposta às questões-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M15 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 139 e 140 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 13, 14 e 15 - pág. 145 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M15 ü Caderno de Atividades, exercícios globalizantes referentes a SD1 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11 38



M16

D2. Reações em sistemas aquosos SD2. Reações de oxidação-redução

2.1. Caracterização das reações de oxidação-redução


Questões motivadoras O que são e como se caracterizam as reações de oxidação-redução? A oxidação e a redução serão fenómenos independentes? Conteúdos Caracterização das reações de oxidação-redução: conceitos de oxidação e redução espécie oxidada e espécie reduzida oxidante e redutor número de oxidação semirreações de oxidação e de redução


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Associar oxidação à cedência de eletrões e redução ao ganho de eletrões.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 154 Verifique o que aprendeu - págs. 154 e 155 Aplique o que aprendeu, questões 1 a 10 - págs. 164 e 165 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M16 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Recursos de aula

Manual – págs. 147 a 155 e-Manual Premium PowerPoint M16 Interatividade: Reações de oxidação-redução Animação: Número de oxidação Tutorial: Acerto de equações químicas de oxidação-redução Interatividade: Reações de oxidação-redução Caderno de Atividades À Prova de Exame

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Interpretar reações de oxidação-redução como reações de transferência de eletrões. Identificar, numa reação de oxidação-redução, as espécies químicas oxidada (redutor) e reduzida (oxidante). Identificar estados de oxidação de um elemento em substâncias elementares, compostas e em espécies iónicas a partir do cálculo do seu número de oxidação. Usar o conceito de número de oxidação na identificação de reações de oxidação-redução. Acertar equações químicas de oxidação-redução em casos simples. Interpretar uma reação de oxidação-redução como um processo em que ocorrem simultaneamente uma oxidação e uma redução, escrevendo as semiequações correspondentes.

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Associar a ocorrência de uma reação ácido-metal à oxidação do metal com redução simultânea do ião hidrogénio.

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos das questões motivadoras que o introduzem. Ao solicitar aos alunos a resposta às questões-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1

Q E


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Planificações por módulo 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 154 e 155 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 1 a 10 - págs. 164 e 165 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M16 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

40



M17

D2. Reações em sistemas aquosos SD2. Reações de oxidação-redução

2.2. Força relativa de oxidantes e redutores


Questão motivadora Como se comparam os poderes oxidantes e redutores de uma espécie química? Conteúdos Força relativa de oxidantes e redutores reação ácido-metal poder redutor e poder oxidante série eletroquímica


Comparar o poder redutor de alguns metais.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 162 Verifique o que aprendeu - págs. 162 e 163 Aplique o que aprendeu, questões 11 a 14 - págs. 165 a 167 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M17 Exercícios globalizantes referentes a SD2 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Caderno de Laboratório: AL 2.3 Série eletroquímica - págs 25 a 27 Caderno de Laboratório - Guia do Professor: Exploração da AL 2.3 - págs. 91 a 94 Questionário Laboratorial 5 - págs. 95 e 96

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Prever se uma reação de oxidação-redução ocorre usando uma série eletroquímica adequada. Interpretar a corrosão dos metais como um processo de oxidação-redução.

Recursos de aula Manual – págs. 156 a 163 e-Manual Premium PowerPoint M17 Tutorial AL 2.3: Série eletroquímica Simulação: Reações de oxidação-redução Animação: Reação ácido-metal Infografia: Série eletroquímica Exercício orientado: Corrosão de metais Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E


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Planificações por módulo 4. Realização da atividade laboratorial AL 2.3 Série eletroquímica: AL 2.3 no Caderno do Laboratório - págs. 25 a 27 De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeadamente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 2.3 presente no e-Manual. ■

5. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 162 e 163 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 11 a 14 - págs. 165 a 167 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M17 ü Caderno de Atividades, exercícios globalizantes referentes a SD2 ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 5 - págs. 95 e 96 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

42



M18

D2. Reações em sistemas aquosos SD3. Soluções e equilíbrio de solubilidade

3.1. Mineralização das águas e processo de dissolução


Questão motivadora Como se caracteriza e se explica a composição química da água do mar? Conteúdos Mineralização das águas e processo de dissolução dissolução de sais e gases na água do mar processo de dissolução e interação soluto-solvente fatores que afetam o tempo de dissolução


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Relacionar a composição química da água do mar com a dissolução de sais e do dióxido de carbono da atmosfera.

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Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 173 Verifique o que aprendeu - págs. 173 e 174 Aplique o que aprendeu, questão 1– pág. 206 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M18 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11

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Caracterizar o fenómeno da dissolução como uma mistura espontânea de substâncias que pode ser relacionada com as interações entre as espécies químicas do soluto e do solvente. Indicar formas de controlar o tempo de dissolução de um soluto (estado de divisão e agitação ) mantendo a temperatura e a pressão constantes.

Recursos de aula Manual – págs. 169 a 174 e-Manual Premium PowerPoint M18 Animação: Dissolução de um soluto Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

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Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. De acordo com as sugestões do programa, as características das águas (naturais ou tratadas ), enquanto soluções aquosas, devem ser o ponto de partida para o desenvolvimento dos conteúdos relacionados com a solubilidade de sais. Também podem referir-se processos de obtenção de sais a partir de soluções aquosas por evaporação do solvente, por exemplo, o sal marinho produzido de forma tradicional.

a r o t i d E o t r o P © P D 1 1

Q E

2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M18 em articulação com as informações contidas no Manual e recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ).

43

Planificações por módulo 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 173 e 174 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questão 1– pág. 206 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M18 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

44



M19


3.2. Solubilidade de sais em água


Questões motivadoras O que é a solubilidade de um sal? Diferentes sais apresentarão iguais solubilidades em água? Conteúdos Solubilidade de sais em água solubilidade efeito da temperatura na solubilidade solução não saturada, saturada e sobressaturada


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Definir solubilidade em termos de concentração de solução saturada e de massa de soluto dissolvido em 100 g de solvente.

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■

Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 180 Verifique o que aprendeu - págs. 180 e 181 Aplique o que aprendeu, questões 2 e 3 - págs. 206 e 207 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M19 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11 Caderno de Laboratório: AL 2.4 Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água págs. 28 a 31 Caderno de Laboratório - Guia do Professor: Exploração da AL 2.4 - págs. 97 a 101 Questionário Laboratorial 6 - págs. 102 e 103

■

■

Classificar as soluções de um dado soluto em não saturadas, saturadas e sobressaturadas, com base na respetiva solubilidade, a uma determinada temperatura. Interpretar gráficos de solubilidade em função da temperatura. Identificar o equilíbrio químico que se estabelece entre um sal e uma sua solução saturada como um equilíbrio químico heterogéneo, designando-o por equilíbrio de solubilidade.

Recursos de aula Manual – págs. 175 a 181 e-Manual Premium PowerPoint M19 Tutorial AL 2.4: Efeito da temperatura na solubilidade de um sólido em água Simulação: Solubilidade Animação: Solubilidade Exercício orientado: Efeito da temperatura na solubilidade Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

■

■

■

■

Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos das questões motivadoras que o introduzem. Ao solicitar aos alunos a resposta às questões-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M19 em articulação com as informações contidas no Manual e os recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 45

Planificações por módulo 4. Realização da atividade laboratorial AL 2.4 Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água: AL 2.4 no Caderno do Laboratório - págs. 28 a 31 De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeadamente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 2.4 presente no e-Manual. ■

5. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 173 e 174 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questão 1– pág. 206 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M19 ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 6 - págs. 102 e 103 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

46



M20


3.3. Equilíbrio químico e solubilidade de sais


Questão motivadora Qual a relação entre a solubilidade de um sal e o produto de solubilidade? Conteúdos Equilíbrio químico e solubilidade de sais constante do produto de solubilidade solubilidade e produto de solubilidade


■

■


■

■

■

■

Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 192 Verifique o que aprendeu - págs. 192 e 193 Aplique o que aprendeu, questões 4 a 8 – págs. 207 e 208 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M20 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11

■

■

Escrever equações químicas que traduzem equilíbrios de solubilidade e escrever as correspondentes expressões da constante de produto de solubilidade. Relacionar a constante de produto de solubilidade de um sal com a respetiva solubilidade, na ausência de outros equilíbrios que afetem essa solubilidade. Interpretar a possibilidade de formação de um precipitado, com base nas concentrações de iões presentes em solução e nos valores de produtos de solubilidade.

Recursos de aula Manual – págs. 182 a 193 e-Manual Premium PowerPoint M20 Animação: Produto de solubilidade Tutorial: Reações de precipitação Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

■

■

Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. De acordo com as sugestões do Programa, pode ser referida a utilização de sais de iões tóxicos muito pouco solúveis tanto em medicina (caso do sulfato de bário) como em engenharia (caso dos pigmentos de chumbo e crómio), assim como o desenvolvimento de formulações farmacêuticas que aumentem a solubilização de medicamentos na forma de sais ou de complexos e a relação entre solubilidade e a sua biodisponibilidade.


Q E

2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M20 em articulação com as informações contidas no Manual e recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ).

47

Planificações por módulo 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - pág. 192 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 4 a 8 - págs. 207 e 208 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M20 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações:

48



M21


3.4. Alteração da solubilidade dos sais


Questão motivadora Como se explica que a presença de certas espécies químicas em solução altere a solubilidade de alguns sais? Conteúdos Alteração da solubilidade dos sais: efeito do ião comum efeito da adição de soluções ácidas formação de iões complexos


■

Interpretar, com base no Princípio de Le Châtelier, o efeito do ião-comum na solubilidade de sais em água.

■

■

■


■

■

■

■

■

Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 197 Verifique o que aprendeu - págs. 197 e 198 Aplique o que aprendeu, questões 9 a 14 - págs. 209 a 211 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M21 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Interpretar, com base no Princípio de Le Châtelier, a solubilização de alguns sais por soluções ácidas. Interpretar, com base no Princípio de Le Châtelier, a solubilização de alguns sais através da formação de iões complexos.

Recursos de aula Manual – págs. 194 a 198 e-Manual Premium PowerPoint M21 Animação: Fatores que afetam a solubilidade Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

■

Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M21 em articulação com as informações contidas no Manual e recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ).


4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 197 e 198 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 9 a 14 - págs. 209 a 211 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M21 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11

Observações: EQ11DP – 04

49


M22


3.5. Desmineralização de águas e processo de precipitação Questões motivadoras O que é e qual a origem de uma água dura? Como minimizar os efeitos da dureza e remover poluentes da água? Conteúdos Desmineralização de águas e processo de precipitação correção da dureza da água remoção de poluentes


■

Associar a dureza total de uma água à concentração de catiões cálcio e magnésio.

■

■


■

■

■

■

■

Manual: Análise da Síntese de conteúdos - pág. 204 Verifique o que aprendeu - págs. 204 e 205 Aplique o que aprendeu, questões 15 a 18 - págs. 211 e 212 Caderno de Atividades: Exercícios referentes ao módulo M22 Exercícios globalizantes referentes a SD3 À Prova de Exame: Questões incluídas do domínio 2 - Química 11

■

Interpretar, com base em informação selecionada, processos para minimizar a dureza das águas. Interpretar, com base em informação selecionada, a utilização de reações de precipitação na remoção de poluentes de águas.

Recursos de aula Manual – págs. 199 a 205 e-Manual Premium PowerPoint M22 Animação: Dureza da água Infografia: Reações de precipitação na remoção de poluentes de águas Caderno de Atividades À Prova de Exame ■

■

■

Sugestões metodológicas: 1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos das questões motivadoras que o introduzem. Ao solicitar aos alunos a resposta às questões-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimentos científicos a estudar, já abordados - ver planificação Articulação curricular vertical. Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas. 2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M22 em articulação com as informações contidas no Manual e recursos do e-Manual. 3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo, solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável ). 4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de: ü Verifique o que aprendeu - págs. 204 e 205 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 15 a 18 – págs. 211 e 212 do Manual ü Caderno de Atividades, exercícios referentes ao módulo M22 ü Caderno de Atividades, exercícios globalizantes referentes a SD3 ü À Prova de Exame, questões incluídas do domínio 2 - Química 11 50



Observações: s e õ ç a c i f i n a l P


51

Matriz do Teste Diagnóstico Pré-requisitos de 3.º Ciclo e 10.º ano Item

Cotação

1.1.

8

1.2.

8

1.3.

8

2.1.

8

2.2.

12

2.3.

12

2.4.

12

3.1.1.

8

3.1.2.

8

3.2.1.

12

3.2.2.

8

5.1.

8

5.2.

8

Total

7.º ano Materiais

Substâncias e misturas

24

8.º ano Reações químicas

Explicação e representação de reações químicas

96


10.º ano Elementos químicos e sua organização

Massa e tamanho dos átomos

4.1.

8

4.2.

8

4.3.

8

4.4.

16

40

10.º ano Propriedades e transformações da matéria

Gases e dispersões

54

6.1.

8

6.2.

16 40

6.3.1.

8

6.3.2.

8


TD

Teste Diagnóstico

Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação

Para responder aos itens de escolha múltipla, selecione a única opção (A, B, C ou D) que permite obter uma afirmação correta ou responder corretamente à questão colocada. Se apresentar mais do que uma opção, a resposta será classificada com zero pontos. O mesmo acontece se a letra transcrita for ilegível.

Grupo I

Cotações

1. Os materiais podem ser classificados em misturas homogéneas, heterogéneas ou coloidais ou em substâncias. Estas últimas podem ser compostas ou elementares. Por outro lado, as transformações da matéria podem ser classificadas de físicas ou químicas. Para cada uma das seguintes questões, selecione a opção que contém os termos que completam corretamente cada uma das frases. 1.1. Uma solução pode ser uma…

8

(A) … mistura heterogénea.

(B) … mistura sólida, líquida ou gasosa.

(C) … mistura coloidal.

(D) … substância composta.

1.2. O dióxido de carbono é uma…

8

(A) … mistura de dois gases.

(B) … substância composta.

(C) … substância elementar.

(D) … mistura de um gás e de um sólido.

1.3. É um exemplo de uma transformação química…

8

(A) … uma mudança de estado físico. (B) … a separação da areia da água através de uma decantação seguida de uma filtração. (C) … o amarelecimento das folhas de uma árvore no outono. (D) … rasgar uma folha de papel.

Grupo II

2. O metano é um gás incolor e inodoro, proveniente de diversas fontes (digestão dos animais, bactérias, vulcões de lama, extração de combustíveis minerais como o petróleo, etc.). Uma das maiores fontes de metano são os aterros sanitários. A libertação de gás que ali ocorre pode servir para a produção de energia (biogás). A reação de combustão do metano (CH4) pode ser representada por:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 2.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Na equação química que representa a combustão do metano…

8

(A) … estão representados quatro reagentes. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(B) … o metano e o dioxigénio são produtos da reação. (C) … o dióxido de carbono e a água são reagentes. (D) … o metano é um dos reagentes e a água é um dos produtos da reação. 55

s e t s e T

Teste Diagnóstico

2.2. Justifique a seguinte afirmação verdadeira: “Esta equação química obedece à Lei de Lavoisier.”

12

2.3. Supondo que nesta combustão se fizeram reagir 16 g de metano e se obtiveram 44 g de dióxido de carbono e 36 g de vapor de água, qual foi a massa de dioxigénio consumida?

12

2.4. Escreva a equação química, devidamente acertada, que traduz a reação de combustão de um outro hidrocarboneto: o etano.

12

Grupo III

3. As substâncias, em solução aquosa, podem apresentar um carácter ácido (caracterizando-se por possuírem um sabor azedo, dissolverem o mármore e reagirem com metais, como o zinco, libertando di-hidrogénio), básico (que se caracterizam por possuírem um sabor amargo e por serem escorregadias ao tato) ou neutro. 3.1. No laboratório, o pH pode ser medido através de um medidor de pH ou, de forma menos rigorosa, através do uso de substâncias que mudam de cor em contacto com soluções com valores bem definidos de pH indicadores ácido-base. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente as frases seguintes. 3.1.1. Quanto

for a concentração de iões H+ de uma solução aquosa, é a sua acidez.

é o seu pH e

(A) … maior… maior… maior…

(B) … menor… menor… maior…

(C) … maior… menor… maior…

(D) … menor… maior… maior…

3.1.2. A tintura de tornesol fica sença de soluções básicas.

na presença de ácidos e a fenolftaleína fica

(A) … vermelha… carmim…

(B) … azul… carmim…

(C) … vermelha… incolor…

(D) … azul… incolor…

na pre-


8

8

3.2. Uma reação entre uma solução ácida e uma solução básica, também designada por reação de neutralização, dá origem a um sal e, frequentemente, água. 3.2.1. Escreva a equação química que traduz a reação entre o ácido clorídrico (HCL) e o hidróxido de sódio (NaOH). 3.2.2. Adicionaram-se sucessivos volumes de HCL, contido numa bureta, a um gobelé contendo NaOH. Selecione uma possível sequência de valores de pH registados por um medidor de pH digital. (A) 2,0; 5,0; 7,0; 10,0

(B) 7,0; 10,0; 5,0; 2,0

(C) 5,0; 2,0; 7,0; 10,0

(D) 10,0; 7,0; 5,0; 2,0

12

8

Grupo IV

4. Uma das substâncias que contribuem para o aumento da acidez da água da chuva é o dióxido de enxofre (SO2), que, ao reagir com o dioxigénio atmosférico (O2), se transforma em trióxido de enxofre (SO3). Esta substância, por sua vez, reage com a água que também compõe o ar atmosférico, formando ácido sulfúrico (H2SO4), originando as designadas “chuvas ácidas”. Das seguintes opções, selecione a que completa corretamente cada uma das seguintes frases. 4.1. Uma mole de quantidade de matéria pode ser constituída por… (A) … 16,00 g de O2 e 3,01 * 1023 moléculas de SO2. (B) … 32,00 g de SO2. (C) … 0,25 mol de moléculas de SO3 e 0,25 mol de moléculas de O2. (D) … 9,03 * 1023 moléculas de SO2. 56

8

Teste Diagnóstico

4.2. Uma mesma quantidade de matéria de CO 2 e O3 possui…

8

(A) … a mesma massa.

(B) … o mesmo número de átomos.

(C) … diferente número de moléculas.

(D) … o mesmo número de átomos de oxigénio.

4.3. Uma mesma quantidade de matéria de um qualquer gás, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresenta… (A) … a mesma massa.


(C) … o mesmo volume.

(D) … a mesma densidade.

8

4.4. Determine o número de átomos presentes numa amostra de massa 200 g de H2SO4.

16

Grupo V

5. As substâncias também se podem distinguir em solúveis, pouco solúveis ou insolúveis, num determinado solvente. 5.1. Das seguintes afirmações, selecione a que pode definir corretamente uma reação química de precipitação.

8

(A) Formação de um sólido pouco solúvel a partir de duas soluções aquosas de substâncias diferentes. (B) Surgimento de cristais de açúcar quando se evapora todo o solvente. (C) Dissolução completa de um soluto num solvente. (D) Formação de um sólido muito solúvel a partir de duas soluções aquosas de substâncias diferentes. 5.2. Das seguintes opções, selecione a que contém os termos que completam corretamente a frase. Uma água é considerada dura se possuir… (A) … elevada concentração de sais.

(B) … elevada concentração de impurezas.

(C) … elevada concentração em iões Ca 2+ e Mg2+.

(D) … elevada concentração em iões Na+ e CL–.

Grupo VI

6. No laboratório de Química encontra-se um frasco de reagente cujo rótulo apresenta a seguinte informação.

8

s e t s e T

NaOH

M = 40,0 g/mol c = 0,50 mol/dm3 V = 500 mL

6.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a concentração mássica da solução em causa. 0,5 * 0,500 + 40,0 0,500 * 0,50 0,50 * 40,0 0,50 * 0,500 * 40,0 (A) (B) (C) (D) 0,500 40,0 0,500 0,500 6.2. Supondo que a adição do soluto não provoca variação de volume, calcule a percentagem em massa do hidróxido de sódio nesta solução ( r (H2O) = 1,00 g/cm3). Apresente todas as etapas de resolução.

8

16

6.3. A partir da solução anterior prepararam-se 50 mL de solução diluída, com fator de diluição 5. 6.3.1. De entre as seguintes afirmações, selecione a correta.

8

(A) A concentração da solução diluída é igual à da solução de origem. (B) A concentração da solução diluída é cinco vezes maior do que a concentração da solução de origem. (C) A concentração da solução diluída é cinco vezes menor do que a concentração da solução de origem. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(D) A quantidade química de NaOH presente na solução diluída é igual a 0,05 mol. 6.3.2. De entre os instrumentos de medição de volumes que podem ser encontrados no laboratório, escolha o que deveria utilizar para medir o volume da solução mais concentrada, necessário para preparar a solução diluída. (A) Proveta

(B) Bureta

(C) Pipeta graduada

(D) Balão volumétrico 57

8

TD


Teste Diagnóstico

Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. Os materiais podem ser classificados em misturas homogéneas, heterogéneas ou coloidais ou em substâncias. Estas últimas podem ser compostas ou elementares. Por outro lado, as transformações da matéria podem ser classificadas de físicas ou químicas. Para cada uma das seguintes questões, selecione a opção que contém os termos que completam corretamente cada uma das frases. 1.1. Uma solução pode ser uma…

8

(A) … mistura heterogénea.

(B) … mistura sólida, líquida ou gasosa.

(C) … mistura coloidal.

(D) … substância composta.

(B). 1.2. O dióxido de carbono é uma…

8

(A) … mistura de dois gases. (B) … substância composta. (C) … substância elementar. (D) … mistura de um gás e de um sólido. (B). 1.3. É um exemplo de uma transformação química…

8

(A) … uma mudança de estado físico. (B) … a separação da areia da água através de uma decantação seguida de uma filtração. (C) … o amarelecimento das folhas de uma árvore no outono. (D) … rasgar uma folha de papel. (C).

Grupo II

2. O metano é um gás incolor e inodoro, proveniente de diversas fontes (digestão dos animais, bactérias, vulcões de lama, extração de combustíveis minerais como o petróleo, etc.). Uma das maiores fontes de metano são os aterros sanitários. A libertação de gás que ali ocorre pode servir para a produção de energia (biogás). A reação de combustão do metano (CH4) pode ser representada por:

CH4 g + 2 O2 g → CO2 g + 2 H2O g

58

Teste Diagnóstico

2.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Na equação química que representa a combustão do metano…

8

(A) … estão representados quatro reagentes. (B) … o metano e o dioxigénio são produtos da reação. (C) … o dióxido de carbono e a água são reagentes. (D) … o metano é um dos reagentes e a água é um dos produtos da reação. (D). 2.2. Justifique a seguinte afirmação verdadeira: “Esta equação química obedece à Lei de Lavoisier.”

12

Tópico A Lei de Lavoisier – a massa total de produtos que se formam é igual à massa total de reagentes que se consumiram no decorrer da reação. Tópico B Dado que nesta equação química o número total de átomos de cada elemento presentes nos reagentes é igual ao número de átomos presentes nos produtos de reação, verifica-se que a mesma obedece à Lei de Lavoisier.

2.3. Supondo que nesta combustão se fizeram reagir 16 g de metano e se obtiveram 44 g de dióxido de carbono e 36 g de vapor de água, qual foi a massa de dioxigénio consumida?

12

Etapa A - relação entre a massa de reagentes e de produtos mreagentes = mprodutos Etapa B - massa de O2 16 + mO = 44 + 36 ⇔ mO = 64 g 2

2

2.4. Escreva a equação química, devidamente acertada, que traduz a reação de combustão de um outro hidrocarboneto: o etano.

12

2 C2H6 g + 7 O2 g → 4 CO2 g + 6 H2O g

Grupo III

3. As substâncias, em solução aquosa, podem apresentar um carácter ácido (caracterizando-se por possuírem um sabor azedo, dissolverem o mármore e reagirem com metais, como o zinco, libertando di-hidrogénio), básico (que se caracterizam por possuírem um sabor amargo e por serem escorregadias ao tato) ou neutro. 3.1. No laboratório, o pH pode ser medido através de um medidor de pH ou, de forma menos rigorosa, através do uso de substâncias que mudam de cor em contacto com soluções com valores bem definidos de pH indicadores ácido-base. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente as frases seguintes. 3.1.1. Quanto

for a concentração de iões H+ de uma solução aquosa, é a sua acidez.

é o seu pH e

(A) … maior… maior… maior…

(B) … menor… menor… maior…

(C) … maior… menor… maior…

(D) … menor… maior… maior…

8

(C).


3.1.2. A tintura de tornesol fica sença de soluções básicas.

na presença de ácidos e a fenolftaleína fica

(A) … vermelha… carmim…

(B) … azul… carmim…

(C) … vermelha… incolor…

(D) … azul… incolor…

na pre-

(A). 59

8

s e t s e T

Teste Diagnóstico

3.2. Uma reação entre uma solução ácida e uma solução básica, também designada por reação de neutralização, dá origem a um sal e, frequentemente, água. 3.2.1. Escreva a equação química que traduz a reação entre o ácido clorídrico (HCL) e o hidróxido de sódio (NaOH).

12

HCL aq + NaOH aq → H2O L + NaCL aq

3.2.2. Adicionaram-se sucessivos volumes de HCL, contido numa bureta, a um gobelé contendo NaOH. Selecione uma possível sequência de valores de pH registados por um medidor de pH digital. (A) 2,0; 5,0; 7,0; 10,0

(B) 7,0; 10,0; 5,0; 2,0

(C) 5,0; 2,0; 7,0; 10,0

(D) 10,0; 7,0; 5,0; 2,0

8

(D).

Grupo IV

4. Uma das substâncias que contribuem para o aumento da acidez da água da chuva é o dióxido de enxofre (SO2), que, ao reagir com o dioxigénio atmosférico (O2), se transforma em trióxido de enxofre (SO3). Esta substância, por sua vez, reage com a água que também compõe o ar atmosférico, formando ácido sulfúrico (H2SO4), originando as designadas “chuvas ácidas”. Das seguintes opções, selecione a que completa corretamente cada uma das seguintes frases. 4.1. Uma mole de quantidade de matéria pode ser constituída por…


8

(A) … 16,00 g de O2 e 3,01 * 1023 moléculas de SO2. (B) … 32,00 g de SO2. (C) … 0,25 mol de moléculas de SO3 e 0,25 mol de moléculas de O2. (D) … 9,03 * 1023 moléculas de SO2. (A). 4.2. Uma mesma quantidade de matéria de CO 2 e O3 possui…

8

(A) … a mesma massa.


(C) … diferente número de moléculas.

(D) … o mesmo número de átomos de oxigénio.

(B). 4.3. Uma mesma quantidade de matéria de um qualquer gás, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresenta… (A) … a mesma massa.


(C) … o mesmo volume.

(D) … a mesma densidade.

8

(C). 4.4. Determine o número de átomos presentes numa amostra de massa 200 g de H2SO4. Etapa A - quantidade química de H 2SO4 -1 M (H2SO4) = 98,08 g mol n=

m

=

M

200 = 2,04 mol 98,08

Etapa B - número de moléculas de H 2SO4 23 N = n * N A = 2,04 * 6,022 * 10 ⇔ ⇔ N = 1,23 * 1024 moléculas Etapa C - número de átomos 1 molécula 7 átomos = ⇔ 24 x 1,23 * 10 moléculas ⇔ x = 8,61 * 1024 átomos

60

16

Teste Diagnóstico Grupo V

5. As substâncias também se podem distinguir em solúveis, pouco solúveis ou insolúveis, num determinado solvente. 5.1. Das seguintes afirmações, selecione a que pode definir corretamente uma reação química de precipitação.

8

(A) Formação de um sólido pouco solúvel a partir de duas soluções aquosas de substâncias diferentes. (B) Surgimento de cristais de açúcar quando se evapora todo o solvente. (C) Dissolução completa de um soluto num solvente. (D) Formação de um sólido muito solúvel a partir de duas soluções aquosas de substâncias diferentes. (A). 5.2. Das seguintes opções, selecione a que contém os termos que completam corretamente a frase. Uma água é considerada dura se possuir… (A) … elevada concentração de sais.

(B) … elevada concentração de impurezas.

(C) … elevada concentração em iões Ca 2+ e Mg2+.

(D) … elevada concentração em iões Na+ e CL–.

8

(C).

Grupo VI

6. No laboratório de Química encontra-se um frasco de reagente cujo rótulo apresenta a seguinte informação. 6.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a concentração mássica da solução em causa. 0,5 * 0,500 + 40,0 0,500 * 0,50 0,50 * 40,0 (A) (B) (C) 0,500 40,0 0,500 (D).

NaOH

M = 40,0 g/mol c = 0,50 mol/dm3 V = 500 mL

(D)

8

0,50 * 0,500 * 40,0 0,500

6.2. Supondo que a adição do soluto não provoca variação de volume, calcule a percentagem em massa do hidróxido de sódio nesta solução ( r (H2O) = 1,00 g/cm3). Apresente todas as etapas de resolução. Etapa A - massa de soluto c=

n V

⇔ n = c * V -1

n = 0,50 * 0,500 = 2,5 * 10 n=

m M

mol

⇔ m = n * M -1

m = 2,5 * 10

* 40,0 = 10 g

Etapa B - massa de solução V solução ≈ V solvente -3 rH O = 1,00 g cm 2

rH2O =

m H2O V

⇔ mH O = rH O * 2

2

mH2O = 1,00 * 500 = 500 g msolução = msoluto + msolvente

= 10 + 500 = 510 g

Etapa C - percentagem em massa a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

m

% m/m = m soluto * 100 solução

% m/m = 10 * 100 = 2,0% 510

61

16

s e t s e T

Teste Diagnóstico

6.3. A partir da solução anterior prepararam-se 50 mL de solução diluída, com fator de diluição 5. 6.3.1. De entre as seguintes afirmações, selecione a correta.

8

(A) A concentração da solução diluída é igual à da solução de origem. (B) A concentração da solução diluída é cinco vezes maior do que a concentração da solução de origem. (C) A concentração da solução diluída é cinco vezes menor do que a concentração da solução de origem. (D) A quantidade química de NaOH presente na solução diluída é igual a 0,05 mol.


(C). 6.3.2. De entre os instrumentos de medição de volumes que podem ser encontrados no laboratório, escolha o que deveria utilizar para medir o volume da solução mais concentrada, necessário para preparar a solução diluída. (A) Proveta (C).

62

(B) Bureta

(C) Pipeta graduada

(D) Balão volumétrico

8

Critérios de correção do Teste Diagnóstico Grupo I 1.1. ...................................................................................... 8 pontos (B) 1.2. ...................................................................................... 8 pontos (B) 1.3. ...................................................................................... 8 pontos (C)

Grupo II 2.1. ...................................................................................... 8 pontos (D) 2.2. .................................................................................... 12 pontos Tópico A Lei de Lavoisier - a massa total de produtos que se formam é igual à massa total de reagentes que se consumiram no decorrer da reação. Tópico B Dado que nesta equação química o número total de átomos de cada elemento presentes nos reagentes é igual ao número de átomos presentes nos produtos de reação, verifica-se que a mesma obedece à Lei de Lavoisier. 2.3. .................................................................................... 12 pontos Etapa A - relação entre a massa de reagentes e de produtos mreagentes = mprodutos

Etapa B - massa de O2 16 + mO = 44 + 36 ⇔ mO = 2

2

g

2.4. .................................................................................... 12 pontos 2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(g)

4.4. .................................................................................... 16 pontos Etapa A - quantidade química de H 2SO4 M (H2SO4) = 98,08 g molm 200 n = = = 2,04 mol M 98,08 Etapa B - número de moléculas de H2SO4 N = n * NA = 2,04 * 6,022 * 10 ⇔ ⇔ N = 1,23 * 10 moléculas Etapa C - número de átomos 1 molécula 7 átomos = ⇔ 24 x 1,23 * 10 moléculas ⇔ x = 8,61 * 10 átomos

Grupo V 5.1. ...................................................................................... 8 pontos (A) 5.2. ...................................................................................... 8 pontos (C)

Grupo VI 6.1. ...................................................................................... 8 pontos (D) 6.2. .................................................................................... 16 pontos Etapa A - massa de soluto c=

n ⇔ n = c * V V

n = 0,50 * 0,500 = 2,5 * 10- mol m n= ⇔m=n*M M m = 2,5 * 10- 1 * 40,0 = 10 g

Grupo III 3.1.1. ..................................................................................... 8 pontos (C) 3.1.2. .................................................................................... 8 pontos (A) 3.2.1. .................................................................................. 12 pontos HCL aq + NaOH aq → H2O L + NaCL aq 3.2.2. ................................................................................... 8 pontos (D)

Etapa B - massa de solução V solução ≈ V solvente -

rH2O = 1,00 gcm mH2O rH2O = ⇔ mH2O = rH2O * V

V

mH2O = 1,00 * 500 = 500 g msolução = msoluto + msolvente = 10 + 500 = 510 g

Etapa C - percentagem em massa m

% m/m = m soluto * 100 solução

% m/m =

Grupo IV 4.1. ...................................................................................... 8 pontos (A) 4.2. ...................................................................................... 8 pontos (B) a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

* 100 = 2,0% 510 6.3.1. .................................................................................... 8 pontos (C)

6.3.2. ................................................................................... 8 pontos (C)

4.3. ...................................................................................... 8 pontos (C)

63

s e t s e T

Teste Diagnóstico

Grelha de classificação do Teste Diagnóstico Turma: 11.°

Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 2 . 3 . 8 6 . 1 . 8 3 . I 6 V . 2 . 6 6 1

s a v i t a g e n e d %

. 1 . 8 6 . 2 . 8 5 V . 1 . 8 5 . 4 . 6 4 1

s a v i t i s o p e d %

. 3 . 8 4 V I . 2 . 8 4 . 1 . 8 4 . 2 . 8 2 . 3 . 1 . 2 2 . 1 I 3 I . I 2 . 8 1 . 3 . 1 . 8 1 . 3 . 4 . 2 2 1

s a v i t a g e n e d ° . N s a v i t i s o p e d ° . N a x i a b s i a m a t o N

. 3 . 2 2 1 I I . 2 . 2 2 1 . 1 . 8 2 . 3 . 8 1 . I 2 . 8 1 . 1 . 8 1 o p u r G

a d a v e l e s i a m a t o N s a t o n s a d a i d é M

o m ã e ç t I t a o C

o n u l A

° . N 1

64

s o n u l a e d ° . N

2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3

o e ç t n s a e t l a o B d


Matriz do Teste de Avaliação 1 Domínio 1 Equilíbrio químico Item

Cotação

Total

SD1. Aspetos quantitativos das reações químicas 2.1.

8

2.2.

8

3.1.

8

4.3.

8

2.3.

12

3.2.1.

12

3.3.1.

12

3.3.2.

8

4.1.

8

4.2.

8

1.4.2.

12

3.2.2.

8

1.2.

12

1.3.

8

1.4.1.

12

1.1.

8

5.1.

8

5.2.

16

5.3.1.

8

5.3.2.

16

M1 1.1. Reações químicas: equações químicas e relações estequiométricas

M2 1.2. Reagente limitante e reagente em excesso e grau de pureza

de uma amostra

144

s e t s e T


M4 1.4. Economia atómica e química verde

AL1.1 Síntese do ácido acetilsalicílico

56


EQ11DP – 05

65

TD TA


Teste ## de Avaliação 1

Escola

Data

Nome

N.º N.º

Professor

Turma Turma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. A síntese do prop-2-en-1-ol (CH2 = CHCH2OH), cujo nome comum é acroleína, pode ser realizada por dois processos: Método 1 - No processo tradicional faz-se reagir o 3-cloroprop-1-eno (CH2 = CHCH2CL), composto perigoso para o

ambiente, venenoso e inflamável, com água: CH2 = CHCH2CL + H2O → CH2 = CHCH2OH + HCL Método 2 - No processo que melhor respeita os princípios da química verde, o propeno reage com o ácido etanoico

e com o dioxigénio:

Etapa 1: CH2 = CHCH3 + CH3COOH + 1 O2 → CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O 2 Etapa 2: CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O → CH2 = CHCH2OH + CH3COOH

M (C3H6O) = 58,08 g/mol; M (CH3CHCH2) = 42,08 g/mol; M (CL2) = 70,90 g/mol; M (C3H5CL) = 76,52 g/mol

1.1. Relativamente ao 3-cloroprop-1-eno, selecione o único pictograma de perigo que não deve surgir no frasco deste reagente. (A)

(B)

(C)

(D)

1.2. A produção de 3-cloroprop-1-eno, reagente do primeiro processo apresentado, pode ser realizada, a elevadas temperaturas, de acordo com a seguinte equação química: CH3CH = CH2(g) + CL2(g) → CLCH2CH = CH2(g) + HCL(g) Determine a economia atómica percentual desta reação. 1.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. O método 2 é o processo que melhor respeita os princípios da química verde, porque… (A) … produz uma maior quantidade de resíduos indesejáveis. (B) … tem um maior número de passos. (C) … o processo tradicional produz um ácido forte (HCL). (D) … o processo tradicional utiliza reagentes não nocivos. 66

8

12

8

Teste T este de Avaliação 1

1.4. A reação global do processo que melhor respeita os princípios da química verde inclui as etapas 1 e 2. 1.4.1. Justifique a seguinte afirmação verdadeira:

12

“A reação global do processo que melhor respeita os princípios da química verde tem economia atómica igual a 100%.” 1.4.2. Determine a massa de prop-2-en-1-ol obtida quando se fazem reagir, reagir, pelo método 2, 85,16 g de propeno com excesso de ácido etanoico e de dioxigénio.

12

Grupo II

2. O fosgénio (COCL2) é um gás utilizado na indústria dos polímeros para produzir, produzir, entre outros, poliuretanos e policarbonatos. É também utilizado na indústria farmacêutica como espécie intermediária na produção de alguns medicamentos. O uso deste composto envolve envolve medidas de segurança s egurança elevadas elevadas pois é tóxico e corrosivo. Quando inspirado reage com a água presente nos pulmões produzindo ácido clorídrico e dióxido de carbono de acordo com a seguinte equação química: COCL2(g) + H2O(L) → 2 HCL(aq) + CO2(g)

Este gás é de tal forma letal que foi utilizado em ambiente de guerra. A inalação de uma dose de 25 mg por cada kg de massa corporal provoca a morte de metade dos indivíduos que inspirem esta dose. M (COCL2) = 98,92 g mol- 1; M (HCL) = 36,46 gmol g mol- 1

Considere a inalação de 1,00 * 10- 3 mol do gás por um indivíduo com 70 kg de massa corporal. 2.1. Selecione a opção que contém a massa de ácido clorídrico produzido nesta inalação se a reação for completa. completa. (A) 36,5 mg

(B) 72,9 mg

(C) 18,2 mg

(D) 54,7 mg

8

2.2. Selecione a opção que contém o volume de dióxido de carbono, medido nas condições de pressão e temperatura normais, produzido nesta inalação se a reação for completa. (A) 22,4 cm3

(B) 44,8 cm3

(C) 22,4 cm3 mol- 1

(D) 44,8 cm3 mol- 1

2.3. Comprove, apresentando apresentando os cálculos que julgar convenientes, que a dose de fosgénio inalado pelo indivíduo não é suficiente para atingir 25 mg por cada kg de massa corporal.

8

12

Grupo III

3. A Lei de Lavoisier ou lei da conservação da massa foi enunciada no século XVIII. No contexto de uma reação química, a aplicação desta lei determina que o número total de átomos de cada elemento presentes nos reagentes é igual ao número total de átomos desses elementos presentes nos produtos da reação.

g mol- ; M (H2O) = 18,02 g mol- ; M (CH4) = 16,04 g molM (C6H12O6) = 180,16 gmol Considere os seguintes esquemas químicos: (I)

Na2O(s) + H2O(L) → NaOH(aq)

(II) Cu(s) + AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + Ag(s) (III) MnO2(s) + HCL(aq) → MnCL2(aq) + CL2(g) + H2O(L)

3.1. Selecione a opção que contém os coeficientes estequiométricos que permitem acertar estes esquemas químicos. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(A) (I) 1:1:2; (II) 1:2:1:2; (III) 1:4:1:1:2

(B) (I) 2:1:2; (II) 1:2:1:1; (III) 1:4:1:1:1

(C) (I) 1:2:2; (II) 1:2:1:2; (III) 1:4:1:1:2

(D) (I) 2:1:2; (II) 1:2:1:1; (III) 1:4:1:2:2

67

8

s e t s e T


3.2. Considere a seguinte reação química em que metano e água são colocados a reagir para produzir di-hidrogénio gasoso, fundamental para a síntese de diversos compostos químicos.

CH4(g) + 2 H2O(g) → CO2(g) + 4 H2(g) Nas condições de pressão e temperatura normais (PTN), na reação de 1,00 m3 de metano (CH4) com 10,0 kg de água obtiveram-se 100 L de di-hidrogénio di-hidrogénio.. 3.2.1. Comprove que o reagente limitante nesta reação é o metano.


12

3.2.2. Selecione a opção que contém o rendimento da reação de síntese.

8

(A) 57,2%

(B) 0,401%

(C) 2,50%

(D) 3,57%

3.3. Os seres vivos são exemplos de sistemas complexos complexos em que ocorrem imensas reações químicas. Uma das mais importantes que ocorre no organismo humano é a que transforma glicose (C6H12O6) em dióxido de carbono e água, por reação com o dioxigénio do ar. Oxigénio Comburente

Glicose Combustível

Água Energia Dióxido de carbono

Óxidos

C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(g) 3.3.1. Determine, para a reação completa completa com excesso de dioxigénio, o volume de dióxido de carbono libertado para o ambiente na transformação dos 20 g de glicose, nas condições PTN. 3.3.2. Selecione a opção que contém a quantidade de dioxigénio que reagiu com os 20 g de glicose. (A) 0,66 mol

(B) 0,33 mol

(C) 0,11 mol

(D) 15 L

12

8

Grupo IV

4. A síntese do etanoato de etilo (CH3CO2C2H5) permite obter um solvente, com inúmeras aplicações industriais. Pode ser utilizado para remover o verniz das unhas ou extrair a cafeína do café. É sintetizado fazendo reagir etanol C2H5OH com ácid ácidoo acétic acéticoo CH3CO2H .

C2H5OH(L (L)) + CH3CO2H(L) r (CH3CO2H)

= 1,0492 gmL g mL- 1

M (CH3CO2H) = 60,05 g mol- 1

r (C2H5OH)

Ácidosulfúrico Ácido sulfúrico b

CH3CO2C2H5(aq) + H2O(L)

= 0,7893 gmL g mL- 1

M (C2H5OH) = 40,07 g mol- 1

M (CH3CO2C2H5) = 88,11 g mol- 1

g mol- 1 M (H2O) = 18,02 gmol

4.1. Selecione a opção que completa corretamente corretamente a frase seguinte.

Fazendo reagir reagir igual volume de ambos os reagentes, é possível afirmar que… (A) … a quantidade química dos reagentes não é a mesma. (B) … ambos os reagentes são limitantes. (C) … o volume de solução final é igual ao volume de solução inicial. (D) … toda a massa inicial de reagentes é transformada em produtos da reação.

68

8


4.2. Selecione a expressão que permite determinar o volume de etanol necessário para fazer reagir completamente 10 mL de ácido acético.

40,07 * 0,7893 mL 1,0492 * 10 * 60,05 1,0492 * 10 * 60,05 (C) mL 40,07 * 0,7893

0,7893 * 10 60,05 * mL 40,07 1,0492 1,0492 * 10 40,07 (D) * mL 60,05 0,7893

(A)

(B)

4.3. Selecione a expressão que permite determinar a massa de etanoato de etilo que se forma quando são produzidas 2,00 mol de água. (A)

2,00 * 88,11 g 18,02

8

(B)

2,00 g 88,11

(C) 2,00 * 88,11 g

(D)

8

2,00 * 18,02 g 88,11

Grupo V

5. Na síntese do ácido acetilsalicílic acetilsalicílicoo é adicionada aos reagentes uma pequena quantidade de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado. A utilização de ácidos fortes obriga a cuidados especiais no seu manuseamento. Como refer referência, ência, o valor-limite de exposição prolongada deste ácido não deve ultrapassar 0,2 mg/m 3. 5.1. Identifique a opção que contém medidas de segurança essenciais a implementar no laboratório escolar durante a utilização deste ácido concentrado.

8

(A) Afastar de fontes de combustão, fontes de calor e explosivos. (B) Guardar o frasco que contém a solução concentrada no fundo de uma prateleira contendo reagentes sólidos. (C) Colocar soluções de bases fortes junto desta solução para a poder neutralizar caso seja necessário. (D) Usar esta solução apenas na hotte, servindo-se de luvas, bata e óculos de segurança. 5.2. Determine se o valor-limite de exposição é ultrapassado quando 2 gotas da solução ácida concentrada são deixadas cair num laboratório escolar cujas dimensões são: comprimento: 10 m, largura: 8,0 m e altura: 3,0 m.

16

Considere que uma gota contém aproximadamente 0,050 mL de solução e que é totalmente evaporada. % m/m = 98%

r

M (H2SO4) = 98,08 g mol- 1

H2SO4 = 1,84 g/mL

5.3. Para sintetizar o ácido acetilsalicílico um grupo de alunos dissolveu 2,027 g de ácido salicílico (reagente limitante) em 5 mL de anidrido acético e adicionou 5 gotas de ácido sulfúrico. O

O

O

O

O

C OH

C +

H3C

C O

C

H2SO4

OH

CH3

C +

OH

H3C

OH

O C O

CH3

5.3.1. Selecione a opção que identifica a função do ácido sulfúrico.

8

(A) É o reagente limitante. (B) Serve de catalisador. (C) Serve para aquecer a solução pois a sua dissolução em água é exotérmica exotérmica.. (D) É o reagente em excesso. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

5.3.2. Determine o rendimento da síntese efetuada sabendo que se obteve a massa de 2,522 g do conjunto sal e papel de filtro, este último de massa 0,401 g. M (C7H6O3) = 138,12 g mol- 1

M (C4H6O3) = 102,09 g mol- 1

g mol- 1 M (C9H8O4) = 180,16 gmol 69

16

s e t s e T

TD TA T A


Teste T ## este de Avaliação Avaliação 1

Escola

Data

Nome

N.º N.º

Professor

TTurma urma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. A síntese do prop-2-en-1-ol (CH2 = CHCH2OH), cujo nome comum é acroleína, pode ser realizada por dois processos:

3-cloroprop-1-eno op-1-eno (CH2 = CHCH2CL), composto perigoso para o Método 1 - No processo tradicional faz-se reagir o 3-cloropr ambiente, venenoso e inflamável, com água: CH2 = CHCH2CL + H2O → CH2 = CHCH2OH + HCL Método 2 - No processo que melhor respeita os princípios da química verde, o propeno reage com o ácido etanoico

e com o dioxigénio:

Etapa 1: CH2 = CHCH3 + CH3COOH + 1 O2 → CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O 2 Etapa 2: CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O → CH2 = CHCH2OH + CH3COOH

M (C3H6O) = 58,08 g/mol; M (CH3CHCH2) = 42,08 g/mol; M (CL2) = 70,90 g/mol; M (C3H5CL) = 76,52 g/mol

1.1. Relativamente ao 3-cloroprop-1-eno, 3-cloroprop-1-eno, selecione o único pictograma de perigo que não deve surgir no frasco deste reagente. (A)

(B)

(C)

(D)

8

(D). O enunciado afirma que o 3-cloroprop-1-eno é um composto perigoso para o ambiente (C), venenoso (A) e inflamável (B). Assim, a resposta correta é a (D).

1.2. A produção de 3-cloroprop-1-eno, reagente do primeiro processo apresentado, pode ser realizada, a elevadas temperaturas, de acordo com a seguinte equação química:

CH3CH = CH2(g) + CL2(g) → CLCH2CH = CH2(g) + HCL(g) Determine a economia atómica percentual desta reação. Etapa A - massa de reagentes e produtos Na reação: CH3CH = CH2(g) + CL2(g) → CLCH2CH = CH2(g) + HCL(g) os reagentes são o C 3H6 e o CL2: mreagentes = mC H mCL ⇔ mreagentes = 42,08 + 70,90 ⇔ mreagentes = 112,98 g 3

70

6

2

12

Teste de Avaliação 1 O produto esperado é apenas o C 3H5CL: mprodutos = mC H CL ⇔ mprodutos = 76,52 g 3

5

Etapa B - cálculo da economia atómica percentual e.a. (%) =

m total de átomos incorporados no produto desejado * 100 ⇔ mtotal de átomos nos reagentes

⇔ e.a. (%) =

76,52 * 100 ⇔ 112,98

⇔ e.a. (%) = 67,73%

1.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. O método 2 é o processo que melhor respeita os princípios da química verde, porque…

8

(A) … produz uma maior quantidade de resíduos indesejáveis. (B) … tem um maior número de passos. (C) … o processo tradicional produz um ácido forte (HCL). (D) … o processo tradicional utiliza reagentes não nocivos. (C). Os princípios da química verde recomendam o menor número de passos possível, mas sem produção de substâncias perigosas (o HCL é corrosivo ).

1.4. A reação global do processo que melhor respeita os princípios da química verde inclui as etapas 1 e 2. 1.4.1. Justifique a seguinte afirmação verdadeira:

12

“A reação global do processo que melhor respeita os princípios da química verde tem economia atómica igual a 100%.”

s e t s e T

Tópico A Para se conhecer a reação global é necessário somar as reações parciais:

aCH = CHCH + CH COOH + 12 O 2

3

3

2

b

→ CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O

+ (CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O → CH2 = CHCH2OH + CH3COOH)

CH2 = CHCH3 +

2

O2 → CH2 = CHCH2OH

Tópico B Dado que, na reação global, não se forma nenhum outro produto da reação para além do esperado, a reação tem economia atómica percentual igual a 100 %.

1.4.2. Determine a massa de prop-2-en-1-ol obtida quando se fazem reagir, pelo método 2, 85,16 g de propeno com excesso de ácido etanoico e de dioxigénio. Etapa A - quantidade química de propeno n=

85,16 m ⇔n= ⇔ n = 2,024 mol M 42,08

Etapa B - Massa de prop-2-en-1-ol Como a estequiometria da reação é 1:1: mo mo = ⇔ x = 2,024 mol x 2,024 mol a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

n=

m m ⇔ 2,024 = ⇔ M 58,08

⇔ m = 117,6 g

71

12

Teste de Avaliação 1 Grupo II

2. O fosgénio (COCL2) é um gás utilizado na indústria dos polímeros para produzir, entre outros, poliuretanos e policarbonatos. É também utilizado na indústria farmacêutica como espécie intermediária na produção de alguns medicamentos. O uso deste composto envolve medidas de segurança elevadas pois é tóxico e corrosivo. Quando inspirado reage com a água presente nos pulmões produzindo ácido clorídrico e dióxido de carbono de acordo com a seguinte equação química: COCL2 g + H2O L → 2 HCL aq + CO2 g


Este gás é de tal forma letal que foi utilizado em ambiente de guerra. A inalação de uma dose de 25 mg por cada kg de massa corporal provoca a morte de metade dos indivíduos que inspirem esta dose. M (COCL2) = 98,92 g mol- ; M (HCL) = 36,46 gmol-

Considere a inalação de 1,00 * 10- 3 mol do gás por um indivíduo com 70 kg de massa corporal. 2.1. Selecione a opção que contém a massa de ácido clorídrico produzido nesta inalação se a reação for completa. (A) 36,5 mg

(B) 72,9 mg

(C) 18,2 mg

(D) 54,7 mg

8

(B). Como a estequiometria da reação é de 1:2: mo e 2 mol de HC L 2 ⇔ x = 2,00 * 10- 3 mol de HCL = -3 x 1,00 * 10 mol de COCL2 Então: n=

m m ⇔ 2,00 * 10- 3 = ⇔ m = 72,92 * 10- 3 g = 72,9 mg M 36,46

2.2. Selecione a opção que contém o volume de dióxido de carbono, medido nas condições de pressão e temperatura normais, produzido nesta inalação se a reação for completa. (A) 22,4 cm3

(B) 44,8 cm3

(C) 22,4 cm3 mol- 1

(D) 44,8 cm3 mol- 1

8

(A). Como a estequiometria da reação é de 1:1: 1 mol de COCL2 1 mol de CO2 = ⇔ x = 1,00 * 10- 3 mol de CO 2 -3 x 1,00 * 10 mol de COCL2 Então: n=

V V ⇔ 1,00 * 10- 3 = ⇔ V = 2,24 * 10- 2 dm3 = 22,4 cm3 V m 22,4

2.3. Comprove, apresentando os cálculos que julgar convenientes, que a dose de fosgénio inalado pelo indivíduo não é suficiente para atingir 25 mg por cada kg de massa corporal. Etapa A - massa do gás n=

m m ⇔ 1,00 * 10- 3 = ⇔ m = 9,892 * 10- 2 g = 98,92 mg M 98,92

Etapa B - dose de fosgénio inalado 98,92 mg x ⇔ x = 1,4 mg = 70 kg 1 kg Por comparação: 1,4 mg 25 mg < 1 kg 1 kg pelo que o limite de exposição não foi ultrapassado.

72

12

Teste de Avaliação 1 Grupo III

3. A Lei de Lavoisier ou lei da conservação da massa foi enunciada no século XVIII. No contexto de uma reação química, a aplicação desta lei determina que o número total de átomos de cada elemento presentes nos reagentes é igual ao número total de átomos desses elementos presentes nos produtos da reação. M (C6H12O6) = 180,16 gmol- 1; M (H2O) = 18,02 g mol- 1; M (CH4) = 16,04 g mol- 1

Considere os seguintes esquemas químicos: (I)

Na2O(s) + H2O(L) → NaOH(aq)

(II) Cu(s) + AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + Ag(s) (III) MnO2(s) + HCL(aq) → MnCL2(aq) + CL2(g) + H2O(L)

3.1. Selecione a opção que contém os coeficientes estequiométricos que permitem acertar estes esquemas químicos.

8

(A) (I) 1:1:2; (II) 1:2:1:2; (III) 1:4:1:1:2 (B) (I) 2:1:2; (II) 1:2:1:1; (III) 1:4:1:1:1 (C) (I) 1:2:2; (II) 1:2:1:2; (III) 1:4:1:1:2 (D) (I) 2:1:2; (II) 1:2:1:1; (III) 1:4:1:2:2 (A). Na2O(s) + H2O(L) → 2 NaOH(aq) Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) MnO2(s) + 4 HCL(aq) → MnCL2(aq) + CL2(g) + 2 H2O(L)

3.2. Considere a seguinte reação química em que metano e água são colocados a reagir para produzir di-hidrogénio gasoso, fundamental para a síntese de diversos compostos químicos.

s e t s e T

CH4(g) + 2 H2O(g) → CO2(g) + 4 H2(g) Nas condições de pressão e temperatura normais (PTN), na reação de 1,00 m3 de metano (CH4) com 10,0 kg de água obtiveram-se 100 L de di-hidrogénio. 3.2.1. Comprove que o reagente limitante nesta reação é o metano.

12

Etapa A - quantidade química dos reagentes 10,0 * 103 m ⇔ n = 555 mol nH O = ⇔ n = M 18,02 2

3

1,00 * 10 V ⇔n= ⇔ n = 44,6 mol nCH4 = V m 22,4 Etapa B - reagente limitante Por comparação: 44,6 mol 555 mol de H2O > de CH4 2 1 Portanto, o metano é o reagente limitante.

3.2.2. Selecione a opção que contém o rendimento da reação de síntese. (A) 57,2%

(B) 0,401%

(C) 2,50%

(D) 3,57%

8

(C). a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Dado que o metano é o reagente limitante e como a estequiometria da reação é de 1:4: 1 mol de CH4 4 mol de H2 = ⇔ x = 1,78 * 102 mol de H 2 (teórico) x 44,6 mol de CH4

73

Teste de Avaliação 1 A quantidade obtida foi: 1,00 * 102 V nH = ⇔n= ⇔ n = 4,46 mol V m 22,4


2

O rendimento foi: quantidade de produto obtido h (%) = * 100 ⇔ quantidade de produto previsto ⇔ h (%) =

, * 100 ⇔ h (%) = 2,50% 178

3.3. Os seres vivos são exemplos de sistemas complexos em que ocorrem imensas reações químicas. Uma das mais importantes que ocorre no organismo humano é a que transforma glicose C6H12O6 em dióxido de carbono e água, por reação com o dioxigénio do ar. Oxigénio Comburente

Glicose Combustível

Água Energia Dióxido de carbono

Óxidos

C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(g) 3.3.1. Determine, para a reação completa com excesso de dioxigénio, o volume de dióxido de carbono libertado para o ambiente na transformação dos 20 g de glicose, nas condições PTN.

12

Etapa A - quantidade química de glicose n=

m 20 ⇔n= ⇔ n = 0,11 mol M 180,16

Etapa B - volume de CO 2 Como a estequiometria é de 1:6: 1 mol 6 mol = ⇔ x = 0,66 mol x 0,11 mol V V ⇔ 0,66 = ⇔ V = 15 dm3 V m 22,4

n=

3.3.2. Selecione a opção que contém a quantidade de dioxigénio que reagiu com os 20 g de glicose. (A) 0,66 mol (B) 0,33 mol (C) 0,11 mol (D) 15 L (A). n=

m 20 ⇔n= ⇔ n = 0,11 mol M 180,16

Como a estequiometria (também) é de 1:6: mo mo ⇔ x = 0,66 mol = x 0,11 mol

74

8

Teste de Avaliação 1 Grupo IV

4. A síntese do etanoato de etilo (CH3CO2C2H5) permite obter um solvente, com inúmeras aplicações industriais. Pode ser utilizado para remover o verniz das unhas ou extrair a cafeína do café. É sintetizado fazendo reagir etanol (C2H5OH) com ácido acético (CH3CO2H).

C2H5OH(L) + CH3CO2H(L) r (CH3CO2H)

= 1,0492 gmL- 1

r (C2H5OH)

M (CH3CO2H) = 60,05 g mol- 1

Ácidosulfúrico b

CH3CO2C2H5(aq) + H2O(L)

= 0,7893 gmL- 1

M (C2H5OH) = 40,07 g mol- 1

M (CH3CO2C2H5) = 88,11 g mol- 1 M (H2O) = 18,02 gmol- 1

4.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

Fazendo reagir igual volume de ambos os reagentes, é possível afirmar que… (A) … a quantidade química dos reagentes não é a mesma. (B) … ambos os reagentes são limitantes. (C) … o volume de solução final é igual ao volume de solução inicial. (D) … toda a massa inicial de reagentes é transformada em produtos da reação. (A). Como os reagentes não são gasosos, não se pode afirmar que a quantidade química seja a mesma para o mesmo volume (como se poderia se fossem gases nas mesma condições de pressão e temperatura ). Consequentemente, apesar de o volume ser o mesmo, não terão a mesma quantidade química e sendo a estequiometria a mesma (1:1) apenas um dos dois reagentes será limitante. Havendo um reagente limitante, o outro estará em excesso, pelo que a massa deste reagente não será completamente transformada em massa de produtos da reação. Por fim, não existem dados suficientes (massa volúmica da solução final) para afirmar que o volume de solução final é igual ao volume de solução inicial.

4.2. Selecione a expressão que permite determinar o volume de etanol necessário para fazer reagir completamente 10 mL de ácido acético.

40,07 * 0,7893 mL 1,0492 * 10 * 60,05 1,0492 * 10 * 60,05 (C) mL 40,07 * 0,7893

8

0,7893 * 10 60,05 * mL 40,07 1,0492 1,0492 * 10 40,07 (D) * mL 60,05 0,7893

(A)

(B)

(B). Da estequiometria da reação (1:1) verifica-se que netanol = nácido acético. Como: r etanol * V 0,7893 * 10 m n * M r = ⇔ r = ⇔n= ⇔n= mol V V M etanol 40,07 Então: r =

n * M ácido 0,7893 * 10 60,05 m n * M ⇔ r = ⇔ V = ⇔ V = mL * rácido V V 40,07 1,0492

4.3. Selecione a expressão que permite determinar a massa de etanoato de etilo que se forma quando são produzidas 2,00 mol de água.

2,00 * 88,11 g 18,02

(A)

(B)

2,00 g 88,11

(C) 2,00 * 88,11 g

(D)

2,00 * 18,02 g 88,11


Da estequiometria da reação (1:1) verifica-se que nágua = netanoatode etilo. Como: n=

m m ⇔ 2,00 = ⇔ m = 2,00 * 88,11 g M 88,11

75

8

s e t s e T

Teste de Avaliação 1 Grupo V

5. Na síntese do ácido acetilsalicílico é adicionada aos reagentes uma pequena quantidade de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado. A utilização de ácidos fortes obriga a cuidados especiais no seu manuseamento. Como referência, o valor-limite de exposição prolongada deste ácido não deve ultrapassar 0,2 mg/m 3. 5.1. Identifique a opção que contém medidas de segurança essenciais a implementar no laboratório escolar durante a utilização deste ácido concentrado.

8

(A) Afastar de fontes de combustão, fontes de calor e explosivos. (B) Guardar o frasco que contém a solução concentrada no fundo de uma prateleira contendo reagentes sólidos. (C) Colocar soluções de bases fortes junto desta solução para a poder neutralizar caso seja necessário. (D) Usar esta solução apenas na hotte, servindo-se de luvas, bata e óculos de segurança. (D).


Como o ácido é corrosivo e volátil deve ser utilizado na hotte, servindo-se de luvas, bata e óculos de segurança. Reagentes aquosos não devem ser guardados junto de reagentes sólidos. A neutralização é realizada com bases mas a neutralização de ácidos fortes com bases fortes é exotérmica, portanto, deve ser evitada. Embora o ácido não deva estar junto de fontes de calor e explosivos, não é (geralmente) um combustível.

5.2. Determine se o valor-limite de exposição é ultrapassado quando 2 gotas da solução ácida concentrada são deixadas cair num laboratório escolar cujas dimensões são: comprimento: 10 m, largura: 8,0 m e altura: 3,0 m.

Considere que uma gota contém aproximadamente 0,050 mL de solução e que é totalmente evaporada. % (m/m) = 98%

r (H2SO4) = 1,84

M (H2SO4) = 98,08 g mol- 1

g/mL

Etapa A - massa H2SO4 presente nas 2 gotas r =

m ⇔ m = 1,84 * (2 * 0,050) ⇔ m = 0,18 g = 1,8 * 102 mg de solução V

% m/m =

msoluto % m/ m * 100 ⇔ msoluto = * msolução ⇔ msolução 100

⇔ msoluto =

98 * 1,8 * 102 = 1,8 * 102 mg 100

Etapa B - volume da sala V = 10 * 8,0 * 3,0 ⇔ V = 240 m3

Etapa C - concentração mássica 1,8 * 102 mg m cm = ⇔ cm = = 0,75 mg m- 3 3 V 240 m Como este valor é superior a 0,2 mg m- 3, o valor-limite de exposição foi ultrapassado.

5.3. Para sintetizar o ácido acetilsalicílico um grupo de alunos dissolveu 2,027 g de ácido salicílico (reagente limitante) em 5 mL de anidrido acético e adicionou 5 gotas de ácido sulfúrico. O

O

O

O

O

C OH

C +

H3C

C O

C

H2SO4

OH

CH3

OH

O C O

76

C +

CH3

H3C

OH

16

Teste de Avaliação 1

5.3.1. Selecione a opção que identifica a função do ácido sulfúrico.

8

(A) É o reagente limitante. (B) Serve de catalisador. (C) Serve para aquecer a solução pois a sua dissolução em água é exotérmica. (D) É o reagente em excesso. (B). O ácido sulfúrico atua como catalisador da reação, isto é, não atua como reagente.

5.3.2. Determine o rendimento da síntese efetuada sabendo que se obteve a massa de 2,522 g do conjunto sal e papel de filtro, este último de massa 0,401 g. M (C7H6O3) = 138,12 g mol- 1;

M (C4H6O3) = 102,09 g mol- 1;

16

M (C9H8O4) = 180,16 g mol- 1

Etapa A - quantidade química do reagente limitante 2,027 m ⇔ n = 1,468 * 10- 2 mol n= ⇔n= M 138,12 Etapa B - massa prevista Como a estequiometria é de 1:1: n=

m m ⇔ 1,468 * 10- 2 = ⇔ m = 2,645 g M 180,16

Etapa C - rendimento quantidade de produto obtido 2,522 - 0,401 h (%) = * 100 ⇔ h (%) = * 100 ⇔ quantidade de produto previsto 2,645

s e t s e T

⇔ h (%) = 80,19%


77

Critérios de correção do Teste de Avaliação 1 Grupo I 1.1. ..................................................................................... 8 pontos (D) 1.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A - massa de reagentes e produtos mreagentes = mC H mCL ⇔ mreagentes = 42,08 + 70,90 ⇔ , g ⇔ mreagentes = mprodutos = mC H CL ⇔ mprodutos = 76,52 g 3 6

2

3 5

Etapa B - cálculo da economia atómica percentual e.a.(%) =

mtotal de átomos incorporados no produto desejado * 100 ⇔ mtotal de átomos nos reagentes

76,52 * 100 ⇔ e.a.(%) = 67,73% 112,98 1.3. ...................................................................................... 8 pontos (C) ⇔ e.a.(%) =

1.4.1. ................................................................................... 12 pontos Tópico A

1 CH2 = CHCH3 + CH3COOH + O2 → CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O 2 + (CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O → CH2 = CHCH2OH + CH3COOH) CH2 = CHCH3 + 1 O2 → CH2 = CHCH2OH 2 Tópico B Dado que, na reação global, não se forma nenhum outro produto da reação para além do esperado, a reação tem economia atómica percentual igual a 100 %. 1.4.2. .................................................................................. 12 pontos Etapa A - quantidade química de propeno 85,16 m n= ⇔n= ⇔ M 42,08 ⇔ n = 2,024 mol Etapa B - massa de prop-2-en-1-ol Como a estequiometria da reação é 1:1: mo mo = ⇔ x = 2,024 mol x 2,024 mol n=

m m ⇔ 2,024 = ⇔ M 58,08

⇔ m = 117,6 g

Grupo II 2.1. ..................................................................................... 8 pontos (B) 2.2. ...................................................................................... 8 pontos (A) 2.3. .................................................................................... 12 pontos Etapa A - massa do gás n=

m m ⇔ 1,00 * 10- 3 = ⇔ M 98,92

⇔ m = 9,892 * 10- 2 g = 98,92 mg

78

Etapa B - dose de fosgénio inalado 98,92 mg x = ⇔ x = 1,4 mg 1 kg 70 kg Por comparação: 1,4 mg 25 mg < 1 kg 1 kg pelo que o limite de exposição não foi ultrapassado.

Grupo III 3.1. ......................................................................................8 pontos (A) 3.2.1. ..................................................................................12 pontos Etapa A - quantidade química dos reagentes 10,0 * 10 m nH O = ⇔ n = ⇔ n = 555 mol M 18,02 1,00 * 103 V nCH = ⇔n= ⇔ n = 44,6 mol V m 22,4 2

4

Etapa B - reagente limitante Por comparação: 44,6 mol 555 mol de H2O > de CH4 1 2 Portanto, o metano é o reagente limitante. 3.2.2. ................................................................................... 8 pontos (C) 3.3.1. .................................................................................. 12 pontos Etapa A - quantidade química de glicose m 20 n= ⇔n= ⇔ n = 0,11 mol M 180,16 Etapa B - volume de CO2 Como a estequiometria é de 1:6: 1 mol = 6 mol ⇔ x = 0,66 mol x 0,11 mol n=

V V ⇔ 0,66 = ⇔ V = 15 dm3 V m 22,4

3.3.2. ...................................................................................8 pontos (A)

Grupo IV 4.1. ...................................................................................... 8 pontos (A) 4.2. ...................................................................................... 8 pontos (B) 4.3. ...................................................................................... 8 pontos (C)


Grupo V 5.1. ...................................................................................... 8 pontos (D) 5.2. .................................................................................... 16 pontos Etapa A - massa de H2SO4 presente nas 2 gotas m ⇔ m = 1,84 * (2 * 0,050) ⇔ V ⇔ m = 0,18 g = 1,8 * 10 mg desolução m % m/m * msolução ⇔ % m/m = m soluto * 100 ⇔ msoluto = 100 solução

r =

⇔ msoluto =

98 * * 2 = * 2 1,8 10 1,8 10 mg 100

Etapa B - volume da sala V = 10 * 8,0 * 3,0 ⇔ V = 240 m Etapa C - concentração mássica 1,8 * 10 mg m cm = ⇔ cm = = 0,75 mg m- 3 3 V 240 m Como este valor é superior a 0,2 mg m - , o valor-limite de exposição foi ultrapassado.

5.3.1. .................................................................................... 8 pontos (B) 5.3.2. ................................................................................. 16 pontos Etapa A - quantidade química do reagente limitante 2,027 m n= ⇔n= ⇔ n = 1,468 * 10- 2 mol M 138,12

Etapa B - massa prevista Como a estequiometria é de 1:1: n=

m m ⇔ 1,468 * 10- 2 = ⇔ m = 2,645 g M 180,16

Etapa C - rendimento quant a e e pro uto o t o h (%) = * 100 ⇔ quantidade de produto previsto ⇔ h (%) =

2,522 - 0,401 * 100 ⇔ h (%) = 80,19% 2,645

TOTAL ........................................................................ 200 pontos

s e t s e T


79


Grelha de classificação do Teste de Avaliação 1 Turma: 11.°

Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 2 . 6 3 . 1 5 . 1 . 8 3 . 5 V . 2 . 6 5 1


. 1 . 8 5


. 3 . 8 4 . 2 V . 8 I 4 . 1 . 8 4 . 2 . 8 3 . 3 . 1 . 2 3 . 1 3 . 2 I . I 2 8 I . 3 . 1 . 2 2 . 1 3 . 1 . 8 3

s a v i t a g e n e d ° . N s a v i t i s o p e d ° . N

. 3 . 2 2 1 . I 2 . 8 I 2

a x i a b s i a m a t o N

. 1 . 8 2 . 2 . 2 4 . 1 1 . 1 . 2 4 . 1 1 . I 3 . 8 1

a d a v e l e s i a m a t o N

. 2 . 2 1 1 . 1 . 8 1 o p u r G

s a t o n s a d a i d é M


o n u l A

° . N 1

80


2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3



Matriz do Teste de Avaliação 2 Domínio 1 Equilíbrio químico Item

Cotação

Total

SD2. Equilíbrio químico e extensão das reações químicas 1.2.

12

1.3.1.

8

1.3.2.

8

1.3.4.

8

3.1.

12

3.3.

12

4.1.

16

4.3.

12

1.1.

8

1.3.3.

8

2.1.

12

2.2.

8

2.3.

8

3.2.

8

4.2.

8

5.1.

12

5.2.

8

5.3.1.

8

5.3.2.

8

5.4.

16

M5 2.1. Reações incompletas e equilíbrio químico

M6 2.2. Extensão das reações químicas

M7 2.3. Fatores que alteram o equilíbrio químico

AL1.2

Efeito da concentração no equilíbrio químico

148

s e t s e T

52


EQ11DP – 06

81

TA



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. No equilíbrio químico o quociente entre o produto da concentração dos reagentes e o produto da concentração dos produtos de uma reação química, elevados aos seus respetivos coeficientes estequiométricos, mantém-se constante ao longo do tempo, embora a reação continue a ocorrer.

Teoricamente, todas as reações químicas ocorrem nos dois sentidos: os reagentes transformam-se em produtos e os produtos transformam-se em reagentes. Estas reações são reversíveis. Contudo, em certas reações, como a de combustão, praticamente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa a reação no sentido contrário (ou pelo menos não em escala mensurável ); tais reações são chamadas de irreversíveis. O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis. Adaptado de https://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico (01/02/2016)

1.1. Existem vários fatores que podem afetar o equilíbrio químico e/ou o rendimento de uma reação química.

8

Selecione a opção correta. (A) A alteração da temperatura apenas influencia o equilíbrio químico mas não altera o valor da constante de equilíbrio. (B) Alterações de pressão e temperatura alteram o valor do rendimento da reação e a constante de equilíbrio. (C) A alteração da concentração de um reagente ou produto da reação não altera o valor do rendimento da reação nem da constante de equilíbrio químico. (D) Alterações na temperatura influenciam geralmente o rendimento da reação, alteram o estado de equilíbrio químico e o valor da constante de equilíbrio químico. 1.2. Comente a seguinte afirmação:

12

“Reações reversíveis nunca podem ter um rendimento de 100%, ao contrário das reações de combustão.” 1.3. O equilíbrio químico em que o tetróxido de dinitrogénio (N2O4) se transforma em dióxido de nitrogénio (NO2) está apresentado na equação seguinte:

N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g)

DH

>0

O tetróxido de dinitrogénio gasoso apresenta-se incolor e o dióxido de nitrogénio vermelho-acastanhado.

82


Considere dois equilíbrios químicos alcançados, à mesma temperatura, em duas situações diferentes. No gráfico A, partindo de uma concentração inicial de 0,0500 mol/L de tetróxido de dinitrogénio e, no gráfico B, partindo de uma concentração inicial de 0,1000 mol/L de dióxido de nitrogénio. A

Equilíbrio ) 0,10 L / l o 0,09 m ( o 0,08 ã ç a 0,07 r t n 0,06 e c n 0,05 o C

B


[N2O4]

0,03

0,03

0,02

0,02

0,01

[N2O4]

0,04

0,04

[NO2]

0,01

[NO2]

0

0

1750

1750

Tempo (ns)

Tempo (ns)

Fonte: “General Chemistry – principles, patterns and applications ”, The Saylor Foundation

Em ambas as situações, a concentração no equilíbrio químico foi: [ NO2 ] e = 0,0156 moldm- 3 e [ N2O4 ] e = 0,0422 moldm- 3.

1.3.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

É possível concluir que…

s e t s e T

(A) … o equilíbrio químico é atingido mais rapidamente quando no início da reação apenas existe o reagente N2O4 . (B) … o equilíbrio químico é atingido mais rapidamente quando no início da reação apenas existe o produto da reação (NO2). (C) … a constante de equilíbrio é a mesma quer apenas exista inicialmente reagente ou produto da reação. (D) … a velocidade da reação no sentido direto aumenta sempre com o decorrer da reação, até que se estabeleça o equilíbrio químico. 1.3.2. Indique a relação que existe (maior, menor ou igual) entre o quociente da reação no início da reação descrita pelo gráfico A e a constante de equilíbrio.

8

1.3.3. Selecione a opção que permite obter uma cor vermelho-acastanhada mais intensa.

8

(A) Aumento da pressão do sistema reacional. (B) Diminuição da concentração do produto da reação (NO2). (C) Aumento da temperatura. (D) Diminuição da temperatura. 1.3.4. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da constante de equilíbrio à temperatura considerada.

0,0156 0,0422 0,0422 (C) 2 (0,0156) (A)


(B)

8

(0,0156)

0,0422 2 0,0156 (D) 0,0422

a

b

83


2. A reação de formação do amoníaco é uma das mais importantes da indústria mundial. DH = 92 kJ 3 H2(g) + N2(g) ⇌ 2 NH3(g) com Os valores da constante de equilíbrio do sistema em equilíbrio, a diferentes temperaturas, para o equilíbrio apresentado surgem na tabela seguinte.

0 0

Temperatura (K)

K c

500

90

600

3

700

0,3

800

0,04

2.1. Justifique, com base nos valores da tabela, que a reação de síntese do amoníaco é exoenergética. 2.2. Selecione a opção que contém o gráfico que melhor traduz a variação da concentração em função do tempo de todas as espécies químicas presentes neste equilíbrio reacional, quando a um sistema em equilíbrio químico se adiciona amoníaco. (A)

o ã ç a r t n e c n o C

(B) H2

NH3

N2

N2


t1

t2

t3

Tempo

t1

(D) H2


NH3

N2

N2

t3

Tempo

t2

t3

Tempo

t1

t2

t3

Tempo

2.3. A adição de ácido clorídrico ao equilíbrio químico leva à formação de cloreto de amónio de acordo com a seguinte equação: NH3(aq) + HCL(aq) ⇌ NH4CL(aq) Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A adição de ácido clorídrico ao equilíbrio inicial… (A) … faz diminuir o rendimento da reação de síntese de amoníaco. (B) … aumenta o valor da constante de equilíbrio da síntese de amoníaco. (C) … obriga a reação de síntese a evoluir no sentido direto. (D) … aumenta a concentração de reagentes na reação de síntese de amoníaco. 84

8

H2

NH3

t2

12

H2

NH3

t1

(C)



8


3. O pentacloreto de fósforo (PCL5) é utilizado na química orgânica para substituir grupos hidróxilo de álcoois por átomos de cloro. Este composto não deve ser exposto a elevadas temperaturas porque se decompõe libertando “gás cloro” (CL2) extremamente venenoso.

PCL5(g) ⇌ PCL3(g) + CL2(g) K c = 0,0420 a 250 °C 3.1. Determine a concentração de tricloreto de fósforo (PCL3) em equilíbrio químico, quando num recipiente fechado 12 de 1,00 L de capacidade se introduzem, inicialmente, 52,0 g de pentacloreto de fósforo e se aquece o recipiente até uma temperatura de 250 °C. 3.2. Selecione a opção que permite aumentar o rendimento da reação apresentada.

8

(A) Adicionar mais pentacloreto de fósforo à mistura. (B) Aumentar a pressão dentro do vaso reacional por adição de um gás inerte. (C) Diminuir a temperatura do vaso reacional. (D) Diminuir a concentração de dicloro. 3.3. Determine a concentração em equilíbrio químico de pentacloreto de fósforo quando, numa outra experiência, se 12 adiciona inicialmente 1,00 mol de todas as espécies químicas da mistura, nas mesmas condições de temperatura e volume da alínea 3.1.. M (PCL5) = 208,24 g mol-

Grupo IV

s e t s e T

4. Considere a reação entre o vapor de água e o monóxido de carbono:

H2O(g) + CO(g) ⇌ H2(g) + CO2(g) Nesta reação elimina-se um composto altamente tóxico, o monóxido de carbono, e obtém-se hidrogénio molecular, substância com elevado valor comercial. 4.1. Adicionou-se vapor de água a monóxido de carbono num recipiente fechado a temperatura constante, com concentrações iniciais destes reagentes iguais a 36,0 g/L e 1,00 mol/L, respetivamente. Atingido o equilíbrio químico, determinou-se o rendimento da reação, obtendo-se o valor de 90%.

16

Comprove que o valor da constante de equilíbrio para esta reação, à temperatura considerada, é 7,4. M (H2O) = 18,02 g mol-

M (CO) = 28,01 g mol-


8

Com base no Princípio de Le Châtelier, é possível prever que adicionando sentido .

a reação vai evoluir no

(A) … di-hidrogénio… direto

(B) … monóxido de carbono… inverso

(C) … vapor de água… direto

(D) … dióxido de carbono… direto

4.3. Ao sistema são adicionados todos os componentes da mistura, à mesma temperatura da alínea 4.1., de forma que as concentrações da mistura neste instante sejam as expressas na tabela seguinte (em mol/L).


[H2O]

[CO]

[H2 ]

[CO2 ]

10

10

2,0

2,0

12

Determine o quociente da reação para este instante e indique, justificando, em que sentido irá evoluir esta reação até atingir um novo equilíbrio químico. 85


5. Para investigar alterações de equilíbrios químicos em sistemas aquosos por variação da concentração de reagentes e produtos, um grupo de alunos resolveu alterar a concentração das espécies químicas envolvidas no seguinte equilíbrio químico:

Fe3 + (aq) + SCN- (aq) ⇌ FeSCN2 + (aq) (Amarelo)

(Incolor)


(Vermelho)

Para cumprir com este objetivo, os alunos puderam utilizar as soluções aquosas, com iguais concentrações, dos seguintes sais: Nitrato de prata (AgNO3)

Tiocianato de sódio (NaSCN)

Cloreto de potássio (KCL)

Nitrato de ferro(III) [ Fe(NO3)3 ]

Hidróxido de sódio (NaOH) Começaram por colocar 4 gotas da solução contendo o tiocianoferrato(III), catião ferro(III) e tiocianato em várias concavidades de uma placa de microescala, devidamente numerada, tendo o cuidado de deixar como teste de controlo a concavidade 1. 5.1. Explique a necessidade da existência de uma concavidade de controlo. Identifique o conteúdo desta concavidade. 5.2. Sabendo que:

12 8

A adição de nitrato de prata à solução em equilíbrio forma o tiocianato de prata: AgNO3(aq) + SCN- (aq) ⇌ AgSCN(s) + NO-3(aq) e a adição de cloreto de potássio à solução em equilíbrio forma o tetracloroferrato (III): Fe3 + (aq) + 4 KCL(aq) ⇌ FeCL4- (aq) + 4 K+ (aq) selecione a opção que indica em que sentido irá evoluir o equilíbrio químico a estudar pela adição de nitrato de prata e cloreto de potássio. (A) A adição de ambos leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto. (B) A adição de ambos leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso. (C) A adição de nitrato de prata leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto e a adição de cloreto de potássio leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso. (D) A adição de nitrato de prata leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso e a adição de cloreto de potássio obriga o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto. 5.3. Os alunos verificaram que a adição das soluções de nitrato de ferro (III) e tiocianato de sódio tornaram a solução mais vermelha. A adição de hidróxido de sódio tornou a solução final mais amarela. 5.3.1. Escreva a reação de captura do catião ferro (III) que ocorre na solução contendo o equilíbrio químico por adição de hidróxido de sódio.

8

5.3.2. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase seguinte.

8

Por mudança da concentração dos reagentes, a cor mais vermelha resulta da evolução do equilíbrio químico no sentido e a cor mais amarela da evolução do equilíbrio químico no sentido . (A) … direto… inverso

(B) … direto… direto

(C) … inverso… inverso

(D) … inverso… direto

5.4. Depois de refletirem sobre os resultados, os alunos preveem que a adição de um sal contendo tiocianoferrato(III) iria tornar, no novo estado de equilíbrio químico, a cor vermelha da solução ainda mais intensa do que antes da perturbação. Elabore um texto onde explique se concorda ou não com esta conclusão, justificando convenientemente. 86

16

TA


Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. No equilíbrio químico o quociente entre o produto da concentração dos reagentes e o produto da concentração dos produtos de uma reação química, elevados aos seus respetivos coeficientes estequiométricos, mantém-se constante ao longo do tempo, embora a reação continue a ocorrer. Teoricamente, todas as reações químicas ocorrem nos dois sentidos: os reagentes transformam-se em produtos e os produtos transformam-se em reagentes. Estas reações são reversíveis. Contudo, em certas reações, como a de combustão, praticamente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa a reação no sentido contrário (ou pelo menos não em escala mensurável ); tais reações são chamadas de irreversíveis. O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis. Adaptado de https://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico (01/02/2016)

1.1. Existem vários fatores que podem afetar o equilíbrio químico e/ou o rendimento de uma reação química.

8

Selecione a opção correta.

(A) A alteração da temperatura apenas influencia o equilíbrio químico mas não altera o valor da constante de equilíbrio.

(B) Alterações de pressão e temperatura alteram o valor do rendimento da reação e a constante de equilíbrio. (C) A alteração da concentração de um reagente ou produto da reação não altera o valor do rendimento da reação nem da constante de equilíbrio químico.

(D) Alterações na temperatura influenciam geralmente o rendimento da reação, alteram o estado de equilíbrio químico e o valor da constante de equilíbrio químico.

(D). Os fatores que afetam o equilíbrio químico e o rendimento da reação são: – temperatura; – concentração; – pressão e volume (para reações com compostos gasosos). Destes, apenas a temperatura altera o valor da constante de equilíbrio. Excetuam-se nesta generalidade as reações atérmicas.

1.2. Comente a seguinte afirmação:

12

“Reações reversíveis nunca podem ter um rendimento de 100%, ao contrário das reações de combustão.” a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Tópico A Nas reações reversíveis, logo que uma certa quantidade de produto (s) é formada, passa a verificar-se a formação de reagente(s). Nas reações de combustão esta reversibilidade praticamente não existe.

87

s e t s e T


Tópico B Na reação reversível, como a quantidade de todo (s) o(s) reagente(s) nunca é nula, a transformação de reagentes em produtos também nunca é total. Assim, o rendimento (calculado a partir do reagente limitante ) não pode ser 100% e a afirmação é verdadeira. Nas reações de combustão, como a reversibilidade praticamente não existe, o rendimento pode ser de 100 %. 1.3. O equilíbrio químico em que o tetróxido de dinitrogénio (N2O4) se transforma em dióxido de nitrogénio (NO2) está apresentado na equação seguinte: DH > 0 N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g)


O tetróxido de dinitrogénio gasoso apresenta-se incolor e o dióxido de nitrogénio vermelho-acastanhado. Considere dois equilíbrios químicos alcançados, à mesma temperatura, em duas situações diferentes. No gráfico A, partindo de uma concentração inicial de 0,0500 mol/L de tetróxido de dinitrogénio e, no gráfico B, partindo de uma concentração inicial de 0,1000 mol/L de dióxido de nitrogénio. A


B


[N2O4]

0,04

0,04 0,03

0,03

0,02

0,02

0,01

0,01

[NO2]

[N2O4]

[NO2]

0

0

1750

1750

Tempo (ns)

Tempo (ns)

Fonte: “General Chemistry – principles, patterns and applications ”, The Saylor Foundation

Em ambas as situações, a concentração no equilíbrio químico foi: [ NO2 ] e = 0,0156 moldm- 3 e [ N2O4 ] e = 0,0422 moldm- 3. 1.3.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

É possível concluir que… (A) … o equilíbrio químico é atingido mais rapidamente quando no início da reação apenas existe o reagente (N2O4). (B) … o equilíbrio químico é atingido mais rapidamente quando no início da reação apenas existe o produto da reação (NO2). (C) … a constante de equilíbrio é a mesma quer apenas exista inicialmente reagente ou produto da reação. (D) … a velocidade da reação no sentido direto aumenta sempre com o decorrer da reação, até que se estabeleça o equilíbrio químico. (C). O valor da constante de equilíbrio para uma qualquer reação é sempre o mesmo, apenas varia se for alterada a temperatura. Relativamente à velocidade da reação, esta apenas é alterada por uso de um catalisador, ou por alteração da temperatura, do estado de divisão dos reagentes, agitação, fatores que não estão em estudo nesta questão. 1.3.2. Indique a relação que existe (maior, menor ou igual) entre o quociente da reação no início da reação descrita pelo gráfico A e a constante de equilíbrio.

No início não existem produtos da reação, pelo que 88

Qc < K c.

8


1.3.3. Selecione a opção que permite obter uma cor vermelho-acastanhada mais intensa.

8

(A) Aumento da pressão do sistema reacional. (B) Diminuição da concentração do produto da reação (NO2). (C) Aumento da temperatura. (D) Diminuição da temperatura. (C). Para obter a cor vermelho-acastanhada é necessário que a reação evolua no sentido direto. Para tal, é necessário que a concentração do reagente aumente, que a temperatura aumente (favorecendo o sentido endotérmico ) ou que a pressão diminua. 1.3.4. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da constante de equilíbrio à temperatura considerada.

8

2

0,0156 (A) 0,0422 0,0422 (C) 2 (0,0156) (B). 2 [ NO2 ] e ( 0,0156)2 ⇔ K c = K c = 0,0422 [ N2O4 ] e

(B)

(0,0156)

0,0422 2 0,0156 (D) 0,0422

a

b

Grupo II s e t s e T

2. A reação de formação do amoníaco é uma das mais importantes da indústria mundial. DH = 92 kJ 3 H2(g) + N2(g) ⇌ 2 NH3(g) com Os valores da constante de equilíbrio do sistema em equilíbrio, a diferentes temperaturas, para o equilíbrio apresentado surgem na tabela seguinte.

0 0

Temperatura (K)

K c

500

90

600

3

700

0,3

800

0,04

2.1. Justifique, com base nos valores da tabela, que a reação de síntese do amoníaco é exoenergética.

12

Tópico A Da análise da tabela verifica-se que o aumento da temperatura provoca a diminuição do valor da constante de equilíbrio químico. A diminuição do valor da constante significa que a reação evoluiu no sentido inverso. Tópico B De acordo com o Princípio de Le Châtelier, um aumento de temperatura favorece o sentido endoenergético que, neste caso, é o inverso. Conclui-se, assim, que a reação é exoenergética no sentido direto.


89


2.2. Selecione a opção que contém o gráfico que melhor traduz a variação da concentração em função do tempo de todas as espécies químicas presentes neste equilíbrio reacional, quando a um sistema em equilíbrio químico se adiciona amoníaco. (A)

o ã ç a r t

n e c n o C

(B)


t1

n e c n o C

H2

H2

NH3

NH3

N2

N2

t1

(C)

o ã ç a r t

t2

t3

Tempo

t1

(D) H2


NH3

N2

N2

t3

Tempo

t3

Tempo

t2

t3

Tempo


H2

NH3

t2

t2

8

t1

(A). A adição de amoníaco faz aumentar, no instante t2, a sua concentração, o que exclui o gráfico D. Depois, a reação evolui no sentido inverso, diminuindo a concentração de amoníaco e aumentando a concentração de di-hidrogénio e dinitrogénio. 2.3. A adição de ácido clorídrico ao equilíbrio químico leva à formação de cloreto de amónio de acordo com a seguinte equação: NH3 aq + HCL aq ⇌ NH4CL aq Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A adição de ácido clorídrico ao equilíbrio inicial… (A) … faz diminuir o rendimento da reação de síntese de amoníaco. (B) … aumenta o valor da constante de equilíbrio da síntese de amoníaco. (C) … obriga a reação de síntese a evoluir no sentido direto. (D) … aumenta a concentração de reagentes na reação de síntese de amoníaco. (C). A adição de um reagente ao equilíbrio químico favorece sempre o sentido direto da reação.

Grupo III

3. O pentacloreto de fósforo (PCL5) é utilizado na química orgânica para substituir grupos hidróxilo de álcoois por átomos de cloro. Este composto não deve ser exposto a elevadas temperaturas porque se decompõe libertando “gás cloro” (CL2) extremamente venenoso.

PCL5(g) ⇌ PCL3(g) + CL2(g) K c = 0,0420 a 250 °C 90

8


3.1. Determine a concentração de tricloreto de fósforo (PCL3) em equilíbrio químico, quando num recipiente fechado 12 de 1,00 L de capacidade se introduzem, inicialmente, 52,0 g de pentacloreto de fósforo e se aquece o recipiente até uma temperatura de 250 °C.

Etapa A – concentração de PC L5 52,0 m n= ⇔n= ⇔ n = 0,250 mol M 208,24 0,250 n c= ⇔c= ⇔ c = 0,250 mol L- 1 V 1,00 Etapa B – concentração de PC L3 PCL3 e * CL2 e x * x ⇔ 0,0420 = ⇔ x = 0,0835 mol L- 1 = [ PCL3 ] e K = [ PCL5 ] e (0,250 - x ) c

3.2. Selecione a opção que permite aumentar o rendimento da reação apresentada.

8

(A) Adicionar mais pentacloreto de fósforo à mistura. (B) Aumentar a pressão dentro do vaso reacional por adição de um gás inerte. (C) Diminuir a temperatura do vaso reacional. (D) Diminuir a concentração de dicloro. (D). Para aumentar o rendimento da reação é necessário que a reação evolua no sentido direto. Para tal é necessário que a temperatura aumente (favorecendo o sentido endotérmico ), que a pressão diminua ou que a concentração de um dos produtos da reação diminua. 3.3. Determine a concentração em equilíbrio químico de pentacloreto de fósforo quando, numa outra experiência, se 12 adiciona inicialmente 1,00 mol de todas as espécies químicas da mistura, nas mesmas condições de temperatura e volume da alínea 3.1.. -1 M (PCL5) = 208,24 g mol

Etapa A – identificação da evolução do sentido da reação A concentração inicial de todas as espécies é a mesma: 1,00 n ⇔ c= ⇔ c = 1,00 mol L- 1 c= V 1,00 [ PCL3 ] * [ CL2 ] 1,00 * 1,00 ⇔ Q = ⇔ Q = 1,00 Q = 1,00 [ PCL5 ] c

c

c

Como Q > K , a reação evolui no sentido inverso. Etapa B – concentração de PC L5 PCL3 e * CL2 e (1,00 - x ) * ( 1,00 - x ) ⇔ 0,0420 = ⇔ K = [ PCL5 ] e (1,00 + x ) c

c

c

⇔ x = 0,730 mol L- 1 = [ PCL3 ] e

Grupo IV

4. Considere a reação entre o vapor de água e o monóxido de carbono: H2O(g) + CO(g)  H2(g) + CO2(g) a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Nesta reação elimina-se um composto altamente tóxico, o monóxido de carbono, e obtém-se hidrogénio molecular, substância com elevado valor comercial.

4.1. Adicionou-se vapor de água a monóxido de carbono num recipiente fechado a temperatura constante, com

16

concentrações iniciais destes reagentes iguais a 36,0 g/L e 1,00 mol/L, respetivamente. Atingido o equilíbrio químico, determinou-se o rendimento da reação, obtendo-se o valor de 90%.

91

s e t s e T

Teste de Avaliação 2 Comprove que o valor da constante de equilíbrio para esta reação, à temperatura considerada, é 7,4. M (H2O) = 18,02

g mol- 1

M (CO) = 28,01

g mol- 1

Etapa A – identificação do reagente limitante Considerando o volume de 1,00 L: 36,0 18,02 n cágua = ⇔c= ⇔ c = 2,00 mol L- 1 V 1,00 Como a estequiometria da reação é 1:1 e o volume é 1,00 L, a quantidade química é numericamente igual ao valor da concentração: 2,00 1,00 > 1 1 pelo que o monóxido de carbono é o reagente limitante.


Etapa B – determinação das concentrações em equilíbrio químico nproduto obtido cproduto obtido * V c produto obtido h (%) = ⇔ cproduto obtido = 0,90 mol L* 100 ⇔ h (%) = * 100 ⇔ 0,90 = nproduto esperado cproduto esperado* V 1,00 [ H2 ] e = [ CO2 ] e = 0,90 mol L- 1 [ CO ] e = 1,00 - 0,90 = 0,10 mol L- 1 [ H2O ] e = 2,00 - 0,90 = 1,10 mol L- 1

Etapa C – determinação do valor da constante de equilíbrio [ H2 ] e * [ CO2 ] e 0,90 * 0,90 K c = = 7,4 ⇔ K c = 1,10 * 0,10 [ H2O ] e * [ CO ] e


8

Com base no Princípio de Le Châtelier, é possível prever que adicionando sentido .

a reação vai evoluir no

(A) … di-hidrogénio… direto

(B) … monóxido de carbono… inverso

(C) … vapor de água… direto

(D) … dióxido de carbono… direto

(C). Adicionando um dos reagentes, a reação irá evoluir no sentido direto; adicionando um dos produtos da reação, esta evoluirá no sentido inverso.

4.3. Ao sistema são adicionados todos os componentes da mistura, à mesma temperatura da alínea 4.1., de forma que as concentrações da mistura neste instante sejam as expressas na tabela seguinte (em mol/L). [H2O]

[CO]

[H2 ]

[CO2 ]

10

10

2,0

2,0

Determine o quociente da reação para este instante e indique, justificando, em que sentido irá evoluir esta reação até atingir um novo equilíbrio químico. Etapa A – determinação do quociente da reação H2 * CO2 2,0 * 2,0 Qc = ⇔ Qc = ⇔ Qc = 0,040 10 * 10 [ H2O ] * [ CO ] Etapa B – sentido da evolução Como

92

c

<

, a reação irá evoluir no sentido direto, até que

c

c

=

.

c

12


5. Para investigar alterações de equilíbrios químicos em sistemas aquosos por variação da concentração de reagentes e produtos, um grupo de alunos resolveu alterar a concentração das espécies químicas envolvidas no seguinte equilíbrio químico: Fe3 + (aq) + SCN- (aq) ⇌ FeSCN2 + (aq) (Amarelo)

(Incolor)

(Vermelho)

Para cumprir com este objetivo, os alunos puderam utilizar as soluções aquosas, com iguais concentrações, dos seguintes sais: Nitrato de prata (AgNO3) Tiocianato de sódio (NaSCN) Cloreto de potássio (KCL) Nitrato de ferro(III) [ Fe(NO3)3 ] Hidróxido de sódio (NaOH) Começaram por colocar 4 gotas da solução contendo o tiocianoferrato(III), catião ferro(III) e tiocianato em várias concavidades de uma placa de microescala, devidamente numerada, tendo o cuidado de deixar como teste de controlo a concavidade 1. 5.1. Explique a necessidade da existência de uma concavidade de controlo. Identifique o conteúdo desta concavidade.

12

Tópico A A concavidade de controlo serve para comparar a cor obtida em cada um dos restantes ensaios com a cor de referência e, assim, poder concluir se a reação evoluiu no sentido direto ou no sentido inverso. Tópico B A esta concavidade apenas foi adicionado o equilíbrio químico inicial que contém o catião ferro (III), o tiocianato e o tiocianoferrato(III). 5.2. Sabendo que:

8

A adição de nitrato de prata à solução em equilíbrio forma o tiocianato de prata: AgNO3(aq) + SCN- (aq) ⇌ AgSCN(s) + NO-3(aq) e a adição de cloreto de potássio à solução em equilíbrio forma o tetracloroferrato (III): Fe3 + (aq) + 4 KCL(aq) ⇌ FeCL4- (aq) + 4 K+ (aq) selecione a opção que indica em que sentido irá evoluir o equilíbrio químico a estudar pela adição de nitrato de prata e cloreto de potássio. (A) A adição de ambos leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto. (B) A adição de ambos leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso. (C) A adição de nitrato de prata leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto e a adição de cloreto de potássio leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso. (D) A adição de nitrato de prata leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso e a adição de cloreto de potássio obriga o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto. (B). A adição de agentes sequestrantes (catião prata e cloreto ) diminui a concentração dos reagentes. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, sempre que se introduz uma alteração ao equilíbrio químico, este evolui no sentido de contrariar essa perturbação. Neste caso, a perturbação foi a diminuição da concentração do (s) reagente(s) – Qc > K c – e o sentido é o inverso – até que Qc = K c. 5.3. Os alunos verificaram que a adição das soluções de nitrato de ferro (III) e tiocianato de sódio tornaram a solução mais vermelha. A adição de hidróxido de sódio tornou a solução final mais amarela. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

5.3.1. Escreva a reação de captura do catião ferro (III) que ocorre na solução contendo o equilíbrio químico por adição de hidróxido de sódio. Fe3 + (aq) + 3 NaOH(aq) ⇌ Fe(OH)3(aq) + 3 Na+(aq)

8

93

s e t s e T


5.3.2. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase seguinte.

Por mudança da concentração dos reagentes, a cor mais vermelha resulta da evolução do equilíbrio químico no sentido e a cor mais amarela da evolução do equilíbrio químico no sentido . (A) … direto… inverso

(B) … direto… direto

(C) … inverso… inverso

(D) … inverso… direto

8 E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

(A). A cor vermelha resulta de um aumento da concentração do catião tiocianoferrato (III) e a cor amarela de um aumento da concentração do catião ferro (III). Assim, a evolução no sentido direto aumenta a cor vermelha e, no sentido inverso, a cor amarela. 5.4. Depois de refletirem sobre os resultados, os alunos preveem que a adição de um sal contendo tiocianoferrato(III) iria tornar, no novo estado de equilíbrio químico, a cor vermelha da solução ainda mais intensa do que antes da perturbação.

Elabore um texto onde explique se concorda ou não com esta conclusão, justificando convenientemente. Tópico A A adição de um sal contendo tiocianoferrato (III) irá aumentar a concentração desta espécie química. Assim, no instante em que a espécie é adicionada, a cor da solução será vermelha, mais intensa. Tópico B Após a alteração ao equilíbrio químico, a adição de um produto da reação fez com que irá evoluir no sentido inverso, diminuindo a intensidade da cor vermelha.

Qc > K c, pelo que a reação

Tópico C A concentração do produto da reação no novo equilíbrio químico será, contudo, sempre superior à concentração desta espécie no equilíbrio químico inicial, bem como a intensidade da cor vermelha. A conclusão dos alunos está, por isso, correta.

94

16

Critérios de correção do Teste de Avaliação 2 Grupo I 1.1. ..................................................................................... 8 pontos (D) 1.2. ................................................................................... 12 pontos Tópico A Nas reações reversíveis, logo que uma certa quantidade de produto(s) é formada, passa a verificar-se a formação de reagente(s). Nas reações de combustão, esta reversibilidade praticamente não existe.

Tópico B Na reação reversível, como a quantidade de todo (s) o(s) reagente(s) nunca é nula, a transformação de reagentes em produtos também nunca é total. Assim, o rendimento (calculado a partir do reagente limitante) não pode ser 100%. A afirmação é verdadeira. Nas reações de combustão, como a reversibilidade praticamente não existe, o rendimento pode ser de 100%. 1.3.1. .................................................................................... 8 pontos (C) 1.3.2. ................................................................................... 8 pontos No início não existem produtos da reação, pelo que Qc < K c. 1.3.3. ................................................................................... 8 pontos (C) 1.3.4. ................................................................................... 8 pontos (B)

Grupo II 2.1. ................................................................................... 12 pontos Tópico A Da análise da tabela verifica-se que o aumento da temperatura provoca a diminuição do valor da constante de equilíbrio químico. A diminuição do valor da constante significa que a reação evoluiu no sentido inverso. Tópico B De acordo com o Princípio de Le Châtelier, um aumento de temperatura favorece o sentido endoenergético que, neste caso, é o inverso. Conclui-se, assim, que a reação é exoenergética no sentido direto. 2.2. ..................................................................................... 8 pontos (A) 2.3. .................................................................................... 8 pontos (C)


Grupo III 3.1. ................................................................................... 12 pontos Etapa A – concentração de 5 52,0 m n= ⇔n= ⇔ n = 0,250 mol M 208,24 0,250 n c= ⇔c= ⇔ c = 0,250 mol L - 1 V 1,00

Etapa B - concentração de PC L3 [ PCL3 ] e * [ CL2 ] e x x K c = ⇔ 0,0420 = ⇔ [ PCL5 ] e 0,250 ( - x) ⇔ x = 0,0835 mol L - 1 = [ PCL3 ] e

3.2. ..................................................................................... 8 pontos (D) 3.3. ................................................................................... 12 pontos Etapa A – identificação da evolução do sentido da reação A concentração inicial de todas as espécies é a mesma: 1,00 n c= ⇔ c= ⇔ c = 1,00 mol L- 1 V 1,00 [ PCL3 ] * [ CL2 ] , * , Qc = ⇔ Qc = ⇔ Qc = 1,00 1,00 [ PCL5 ]

Como Qc > K c, a reação evolui no sentido inverso. Etapa B - concentração de PC L5 [ PCL3 ] e * [ CL2 ] e ( 1,00 - x ) * (1,00 - x ) K c = ⇔ 0,0420 = ⇔ [ PCL5 ] e (1,00 + x) ⇔ x = 0,730 mol L - = [ PCL3 ] e

Grupo IV 4.1. ................................................................................... 16 pontos Etapa A – identificação do reagente limitante Considerando o V = 1,00 L: 36,0 18,02 n cágua = ⇔ c = ⇔ c = 2,00 mol L - 1 V 1,00 Como a estequiometria da reação é 1:1 e o volume é 1,00 L, a quantidade química é numericamente igual ao valor da concentração: 2,00 1,00 > 1 1 pelo que o monóxido de carbono é o reagente limitante. Etapa B - determinação das concentrações em equilíbrio químico

nproduto obtido cproduto obtido * V * 100 ⇔ h (%) = * 100 nproduto esperado cproduto esperado * V cproduto obtido ⇔ 0,90 = ⇔ cproduto obtido = 0,90 mol L h (%) =

1,00 [ H2 ] e = [ CO2 ] e = 0,90 mol L [ CO ] e = 1,00 - 0,90 = 0,10 mol L - 1 [ H2O ] e = 2,00 - 0,90 = 1,10 mol L - 1

Etapa C - determinação do valor da constante de equilíbrio [ H2 ] e * [ CO2 ] e 0,90 * 0,90 K c = ⇔ K c = = 7,4 1,10 * 0,10 [ H2O ] e * [ CO ] e 4.2. ..................................................................................... 8 pontos (C) 4.3. .................................................................................. 12 pontos Etapa A – determinação do quociente da reação [ H2 ] * [ CO2 ] 2,0 * 2,0 Qc = ⇔ Qc = ⇔ Qc = 0,040 10 * 10 [ H2O ] * [ CO ]

Etapa B - sentido da evolução Como Qc < K c, a reação irá evoluir no sentido direto, até que Qc = K c. 95

s e t s e T

Grupo V 5.1. ................................................................................... 12 pontos Tópico A A concavidade de controlo serve para comparar a cor obtida em cada um dos restantes ensaios com a cor de referência e, assim, se poder concluir se a reação evoluiu no sentido direto ou no sentido inverso. Tópico B A esta concavidade apenas foi adicionado o equilíbrio químico inicial que contém o catião ferro (III), o tiocianato e o tiocianoferrato(III). 5.2. ..................................................................................... 8 pontos (B) 5.3.1. ................................................................................... 8 pontos Fe + (aq) + 3 NaOH(aq) ⇌ Fe(OH)3(aq) + 3 Na+ (aq) 5.3.2. .................................................................................. 8 pontos (A)

5.4. ................................................................................... 16 pontos Tópico A A adição de um sal contendo tiocianoferrato(III) irá aumentar a concentração desta espécie química. Assim, no instante em que a espécie é adicionada, a cor da solução será vermelha, mais intensa.

Tópico B Após a alteração ao equilíbrio químico, a adição de um produto da reação fez com que Qc > K c, pelo que a reação irá evoluir no sentido inverso, diminuindo a intensidade da cor vermelha. Tópico C A concentração do produto da reação no novo equilíbrio químico será, contudo, sempre superior à concentração desta espécie no equilíbrio químico inicial, bem como a intensidade da cor vermelha. A conclusão dos alunos está, por isso, correta. TOTAL ........................................................................ 200 pontos

96




Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 4 . 6 5 1 . 2 . 8 3 . 5 . 1 . 8 V 3 . 5 . 2 . 8 5

s a v i t a g e n e d % s a v i t i s o p e d %

. 1 . 2 5 1 . 3 . 2 4 1 . 2 V . 8 I 4

s a v i t a g e n e d ° . N

. 1 . 6 4 1 . 3 . 2 3 1 . I I 2 . 8 I 3 . 1 . 2 3 1

s a v i t i s o p e d ° . N

. 3 . 8 2 . I . 8 I 2 2 . 1 . 2 2 1 . 4 . 8 3 . 1 . 3 . 8 3 . 1 . 2 . 8 3 . I 1 . 1 . 8 3 . 1 . 2 . 2 1 1

a x i a b s i a m a t o N a d a v e l e s i a m a t o N

. 1 . 8 1 o p u r G



o n u l A


° . N 1

EQ11DP – 07

s e t s e T


2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3


97

Matriz do Teste de Avaliação Global 1 Domínio 1 Equilíbrio químico Item

Cotação

Total

SD1. Aspetos quantitativos das reações químicas 1.1.1.

8

1.1.2.

12

1.2.

12

2.1.

12

3.3.

16

2.2.

8

2.3.

8


M2 1.2. Reagente limitante e reagente em excesso e grau de pureza

de uma amostra

76 M3 1.3. Rendimento de uma reação química


SD2. Equilíbrio químico e extensão das reações químicas 1.3.

8

3.1.

8

3.2.

8

3.4.

16

4.1.

12

4.2.3.

12

4.2.4.

8

5.1.

12

5.2.

8

5.3.

8

5.4.

8

4.2.1.

8

4.2.2.

8




AL1.1 Síntese do ácido acetilsalicílico

AL1.2 Efeito da concentração no equilíbrio químico

98

72

52


TG TD

Teste ## de Avaliação Global 1

Escola

Data

Nome

N.º N.º

Professor

Turma Turma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. Na produção industrial do vinho, uma das principais etapas do processo de vinificação é a fermentação alcoólica. Neste processo, participam agentes microbiológicos e, por isso, o local da fermentação deve ter boas condições de higiene. Uma das operações a realizar para controlar o processo de produção de um vinho de qualidade envolve a determinação do teor de açúcar no mosto em fermentação.

Do ponto de vista químico, a fermentação anaeróbia da glicose é um processo de transformação do açúcar do sumo de uva em álcool etílico, na ausência de dioxigénio. Esta fermentação pode ser representada pela seguinte equação química: C6H12O6(aq) → 2 C2H5OH(aq) + 2 CO2(g) O local da fermentação deve ser arejado para facilitar a libertação do dióxido de carbono formado no processo.

s e t s e T

A fermentação pode ter um rendimento próximo dos 100% (reação completa) ou inferior a 100% (reação incompleta). M (C6H12O6) = 180,16 gmol- ; M (CO2) = 44,01 gmol- ; M (C2H5OH) = 46,08 gmol- ;

r (C2H5OH) = 0,789

gmL-

1.1. A fermentação completa de 15,7 g de glicose (C6H12O6), existente em 100 mL de uma mistura, resultou na formação de 8,01 g de etanol (C2H5OH). 1.1.1. Selecione a opção que contém o volume de dióxido de carbono (CO2), medido nas condições de pressão e temperatura normais, que se formou nesta reação. (A) 7,80 dm3

(B) 3,90 dm3

(C) 15,6 dm3

(D) 22,4 dm3

1.1.2. Define-se teor alcoólico de uma bebida como o volume medido de álcool etílico, em dm 3, contido em 100 dm3 da bebida.

8

12

Determine o teor de álcool etílico resultante deste processo de fermentação. 1.2. A fermentação incompleta de glicose, com um rendimento igual a 80,0%, existente em 100 mL de uma mistura, também resultou na formação de 8,01 g de etanol (C2H5OH).

12

Determine a massa de glicose existente na mistura antes do início da fermentação. 1.3. Das seguintes afirmações selecione a correta.

8

(A) A reação ocorre em sistema fechado. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(B) A adição de etanol aumenta o rendimento da reação. (C) A mistura reacional é homogénea. (D) A mistura reacional é heterogénea. 99

Teste de Avaliação Global 1 Grupo II E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

2. A novocaína foi inventada em 1905 para substituir, como analgésico local injetável, a cocaína que, para além do efeito analgésico, provocava também uma sensação de euforia e dependência. Atualmente, pode ainda ser utilizada por dentistas e em pequenas cirurgias. No laboratório, o principal componente ativo deste medicamento, a procaína, pode ser preparada, em meio ácido, pela reação química entre o ácido aminobenzoico (C7H7NO2) e o 2-dietilaminoetanol (C6H15NO). H

H C

H2N

H O

C

C

C C

H

C

OH

+

H C

H2SO4 HOCH2CH2N(C2H5)2

H2N

C

C

C C

H

H

C7H7NO2(aq)

C6H15NO(aq)

+

M (C7H7NO2) = 137,14 gmol- 1;

H SO

2 4 b

O

C

C

O

+

H2O

C H

C13H20N2O2(aq)

M (C6H15NO) = 117,20 gmol- 1;

CH2CH2N(C2H5)2

H2O (L)

+

M (C13H20N2O2) = 236,31 gmol- 1

2.1. Determine o rendimento da síntese da novocaína sabendo que foram adicionados 5,00 g de cada um dos reagentes, tendo sido obtidos 3,32 * 10- 2 mol do produto desejado. 2.2. Selecione a expressão que permite determinar a economia atómica percentual deste processo de síntese. (A)

M (C13H20N2O2) * 100 M (C7H7NO2) + M (C6H15NO)

(B)

M (C13H20N2O2) + M (H2O) * 100 M (C7H7NO2) + M (C6H15NO)

(C)

M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) * 100 M (C13H20N2O2)

(D)

M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) * 100 M (C13H20N2O2) + M (H2O)

2.3. Um dos substitutos atuais da novocaína é a lidocaína ou xilocaína. Este novo composto é um anestésico menos suscetível de provocar reações alérgicas. Pode ser sintetizado a partir do 2,6-dimetilnitrobenzeno, de acordo com o seguinte esquema químico simplificado: CH3 NO2 CH3

1) SnC’2/HC’ CH3COOH 2) KOH

CH3

CH3 NH2 C’CH COC’ 2 CH3

CH3COOH

H N

CH3 C’

(CH3CH2)2NH

O CH3

H N CH3

N O CH3

CH3

Neste processo de síntese são libertadas substâncias como o cloreto de hidrogénio (HCL), água (H2O), etanoato (CH3COO-) e hidrogenossulfato (HSO-4). Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Da análise do esquema é possível concluir que a síntese deste novo medicamento… (A) … obedece ao princípio da síntese segura, pois envolve substâncias com pouca ou nenhuma toxicidade para o ser humano. (B) … garante a eliminação da produção de resíduos. (C) … não evita a formação de derivados. (D) … utiliza reagentes e processos menos poluentes do que a síntese da novocaína.

100

12

8

8

Teste de Avaliação Global 1 Grupo III

3. Considere as reações que ocorrem na atmosfera, representadas pelas seguintes equações químicas: Reação 1: N2(g) + O2(g) ⇌ 2 NO(g) DH = 181 kJ Reação 2: 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g) DH = - 198 kJ Reação 3: 2 NOCL g ⇌ 2 NO g + CL2 g K c = 1,6 * 10- 5 Reação 4: 2 NO(g) ⇌ N2(g) + O2(g) K c = 1 * 1031 3.1. De acordo com os dados apresentados, selecione a opção correta.

8

(A) A reação 1 é mais extensa do que a reação 2. (B) A reação 4 é mais rápida do que a reação 3. (C) Colocadas iguais concentrações iniciais de todas as espécies químicas presentes na reação 4 num recipiente fechado, atingido o equilíbrio químico, as espécies químicas mais concentradas são o dinitrogénio e o dioxigénio. (D) Colocadas iguais concentrações iniciais de todas as espécies químicas presentes na reação 3 num recipiente fechado, atingido o equilíbrio químico, a espécie química menos concentrada é o cloreto de nitrosilo. 3.2. Determine o valor de K c associado ao equilíbrio químico representado pela seguinte equação química:

8

N2 g + O2 g ⇌ 2 NO g 3.3. Determine a energia libertada quando dióxido de enxofre, SO2, em excesso, reage com 10,0 g de ar, contendo dioxigénio com um grau de pureza igual a 23 % em massa, em condições que garantem um rendimento de 70,0% (reação 2).

16

M (O2) = 32,00 gmol- 1

3.4. Num recipiente fechado, com 1,00 L de volume, ocorrem as reações 3 e 4 a temperatura constante. As concentrações de todas as espécies químicas presentes são constantes. As concentrações de cloreto de nitrosilo (NOCL) e dicloro (CL2) têm valor igual a 0,100 mol/L. Determine a concentração de N2 e O2 na mistura em equilíbrio expressa em fração molar.

16

Grupo IV

4. Com o objetivo de estudar o efeito da alteração da concentração de produtos e reagentes num equilíbrio químico, um grupo de alunos realizou uma atividade laboratorial realizando seis ensaios. Para tal introduziram, em recipientes fechados e de volume fixo, iguais quantidades de di-hidrogénio (H2) e diiodo (I2). Após algum tempo foi atingido o equilíbrio químico com o iodeto de hidrogénio (HI) em todos os ensaios.

H2 g + (Incolor)

⇌ 2 HI g (Violeta) (Incolor) I2

g

O conteúdo do primeiro ensaio serviu de controlo. Ao segundo, terceiro, quarto e quinto ensaios, os alunos destinaram testes diferentes. Por fim, num sexto ensaio, adicionaram quantidades diferentes de reagentes e produto da reação. 4.1. O quadro seguinte refere a composição do sistema à temperatura de 425 °C.

Início a r o t i d

E o t r o P © P D 1 1 Q E

Equilíbrio químico

12

[ H2 ] / mol dm- 3

[ I2 ] / mol dm- 3

[ HI ] / mol dm- 3

0,469

0,469

0,0000

- y

- y

+ 2 y

x

x

0,0738

Determine o valor da constante de equilíbrio para esta reação, à temperatura considerada. 101

s e t s e T

Teste de Avaliação Global 1

4.2. A única espécie química que apresenta cor visível é o diiodo (violeta), pelo que os alunos puderam visualizar alterações no estado de equilíbrio químico pela alteração de cor, de acordo com o seguinte exemplo.

H2

I2

I2

I2

HI

H2

Incolor


HI

H2

Violeta-escuro

4.2.1. Mantendo a temperatura constante, no segundo ensaio, ao estado de equilíbrio, os alunos adicionaram di-hidrogénio e observaram a alteração de cor; ao terceiro ensaio, no estado de equilíbrio, os alunos adicionaram diiodo. Esperaram até que não se verificasse alteração de cor. Compararam a cor final de cada mistura com a amostra de controlo.

8

Das seguintes afirmações selecione a opção correta. (A) A cor da mistura, no segundo ensaio, ficou violeta mais claro; no terceiro ficou violeta mais escuro. (B) A cor da mistura, no segundo ensaio, ficou violeta mais escuro; no terceiro ficou violeta mais claro. (C) No segundo ensaio o valor da constante de equilíbrio aumentou; no terceiro diminuiu. (D) No segundo ensaio o valor da constante de equilíbrio diminuiu; no terceiro aumentou. 4.2.2. De modo a estudar o efeito da temperatura no equilíbrio químico, os alunos realizaram o quarto ensaio a uma temperatura inferior às dos anteriores. Verificaram que a cor do sistema no novo equilíbrio químico ficou mais violeta.

8

Classifique a reação química de endo ou exotérmica. 4.2.3. No quinto ensaio, mantendo a temperatura constante, os alunos adicionaram hélio, um gás inerte, provocando um aumento da pressão do sistema reacional, e esperaram até que se atingisse um novo estado de equilíbrio químico.

12

Escreva um pequeno texto comparando a cor da mistura neste novo equilíbrio químico com o controlo. Justifique, convenientemente, a sua resposta. 4.2.4. No sexto ensaio, mantendo a temperatura constante, os alunos adicionaram um dos componentes da mistura e esperaram que fosse atingido um novo estado de equilíbrio químico, de acordo com o gráfico seguinte: o ã ç a r t n e c n o C

A

B

C

t0

t1

t2

Tempo

Das seguintes afirmações selecione a opção correta. (A) A substância adicionada ao equilíbrio químico foi o iodeto de hidrogénio. (B) No instante t1 é atingido o novo estado de equilíbrio químico. (C) No intervalo de tempo entre t1 e t2, Qc > K c. (D) No intervalo de tempo entre t1 e t2, a reação evolui no sentido direto. 102

8

Teste de Avaliação Global 1 Grupo V

5. Aspirina é o nome comercial do ácido acetilsalicílico, um composto orgânico com propriedades analgésicas e antipiréticas. Pode ser sintetizado no laboratório misturando ácido salicílico com anidrido acético, na presença de um ácido forte (ácido sulfúrico ou fosfórico), com elevação da temperatura num banho-maria. O

O

O

O

O

C OH

C +

H3C

C O

C

H2SO4

OH

CH3

C +

OH

H3C

OH

O C O

CH3

Suponha que se misturaram 2,00 g de ácido salicílico com excesso de anidrido acético em meio ácido e com aquecimento. 5.1. Determine a massa de ácido acetilsalicílico que se espera obter nesta reação de síntese. M (C7H6O3) = 138,12 gmol- 1

12

M (C9H8O4) = 180,14 gmol- 1

5.2. Das seguintes afirmações selecione a opção correta.

8

(A) O ácido forte funciona como catalisador da reação aumentando o rendimento químico da síntese. (B) O ácido forte funciona como catalisador da reação aumentando o valor da constante de equilíbrio. (C) A presença do ácido forte aumenta a velocidade da reação em ambos os sentidos. (D) A presença do ácido forte aumenta a velocidade da reação apenas no sentido direto. 5.3. No final do procedimento pode ser adicionado um pequeno volume de água ao sal formado para decompor qualquer excesso de anidrido acético. Se houver excesso de anidrido, a água provocará a formação de vapores de ácido acético, reconhecido pelo seu odor característico. Todo o procedimento deve, portanto, ser realizado na hotte.

8

Explique, sucintamente, por que razão não é necessário um procedimento semelhante para identificar a presença de ácido salicílico em excesso no final da síntese. 5.4. Na determinação do ponto de fusão do ácido acetilsalicílico obteve-se o gráfico seguinte:

8

a r u t a r e p m e T Fusão

Tempo

Selecione a opção que justifica o facto de o valor da temperatura de fusão não ser constante. (A) O ácido acetilsalicílico é uma molécula composta e moléculas compostas têm pontos de fusão e ebulição variáveis. (B) O ácido acetilsalicílico obtido é uma substância pura. (C) O grau de pureza do ácido acetilsalicílico obtido é 100 %. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(D) O ácido acetilsalicílico obtido tem ainda impurezas.

103

s e t s e T

TG



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. Na produção industrial do vinho, uma das principais etapas do processo de vinificação é a fermentação alcoólica. Neste processo, participam agentes microbiológicos e, por isso, o local da fermentação deve ter boas condições de higiene. Uma das operações a realizar para controlar o processo de produção de um vinho de qualidade envolve a determinação do teor de açúcar no mosto em fermentação. Do ponto de vista químico, a fermentação anaeróbia da glicose é um processo de transformação do açúcar do sumo de uva em álcool etílico, na ausência de dioxigénio. Esta fermentação pode ser representada pela seguinte equação química: C6H12O6(aq) → 2 C2H5OH(aq) + 2 CO2(g) O local da fermentação deve ser arejado para facilitar a libertação do dióxido de carbono formado no processo. A fermentação pode ter um rendimento próximo dos 100% (reação completa) ou inferior a 100% (reação incompleta). M (C6H12O6) = 180,16

g mol- ;

M (CO2) = 44,01

gmol- ;

M (C2H5OH) = 46,08

g mol- ;

r (C2H5OH) = 0,789

gmL-

1.1. A fermentação completa de 15,7 g de glicose (C6H12O6), existente em 100 mL de uma mistura, resultou na formação de 8,01 g de etanol (C2H5OH).

1.1.1. Selecione a opção que contém o volume de dióxido de carbono (CO2), medido nas condições de pressão e temperatura normais, que se formou nesta reação.

(A) 7,80 dm3

(B) 3,90 dm3

(C) 15,6 dm3

(D) 22,4 dm3

(B). nobtido =

m M

⇔

n=

15,7 ⇔ 180,16

n = 0,0871 mol

de glicose

Da estequiometria da reação: 1 mol de C6H12O6 2 mol de CO 2 ⇔ = x 0,0871 mol de C6H12O6 ⇔ x = 0,174 mol de CO2 Por fim: V = n * V m

104

⇔ V = 0,174 * 22,4 ⇔ V = 3,90 dm3

8


1.1.2. Define-se teor alcoólico de uma bebida como o volume medido de álcool etílico, em dm3, contido em

12

3

100 dm da bebida. Determine o teor de álcool etílico resultante deste processo de fermentação. Etapa A – determinação do volume de álcool 8,01 m r = ⇔ 0,789 = ⇔ V = 10,2 mL de álcool V

V

Etapa B – teor alcoólico 10,2 mL de álcool x ⇔ x = = 100 mL de solução 100 L de solução Teor alcólico =

,

de álcool

10,2 L 100 L

1.2. A fermentação incompleta de glicose, com um rendimento igual a 80,0%, existente em 100 mL de uma mistura,

12

também resultou na formação de 8,01 g de etanol (C2H5OH). Determine a massa de glicose existente na mistura antes do início da fermentação. Etapa A – quantidade química de etanol prevista 8,01 m ⇔n= ⇔ n = 0,174 mol nproduto obtido = M 46,08 h (%) =

nproduto obtido nproduto previsto

* 100 ⇔ 80,0 =

0,174 nproduto previsto

* 100 ⇔

⇔ nproduto previsto = 0,218 mol de etanol

s e t s e T

Etapa B - massa de glicose a utilizar Como a estequiometria da reação é 1:2: 1 mol de C6H12O6 x

⇔ x = n=

m M

=

2 mol de C2H5OH 0,218 mol de C2H5OH

0,218 = 0,109 mol de C6H12O6 2

⇔ 0,109 =

m

180,16

⇔ m = 19,6 g

1.3. Das seguintes afirmações selecione a correta.

8

(A) A reação ocorre em sistema fechado. (B) A adição de etanol aumenta o rendimento da reação. (C) A mistura reacional é homogénea. (D) A mistura reacional é heterogénea. (D). Uma mistura reacional heterogénea contém reagentes/produtos da reação em fases diferentes (simultaneamente em estado líquido/sólido, por exemplo ). Neste caso, o dióxido de carbono libertado é gasoso e as restantes substâncias aquosas. Assim, a mistura reacional também tem duas fases (aquosa e gasosa), pelo que se trata de uma mistura heterogénea. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

105

Teste de Avaliação Global 1 Grupo II E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

2. A novocaína foi inventada em 1905 para substituir, como analgésico local injetável, a cocaína que, para além do efeito analgésico, provocava também uma sensação de euforia e dependência. Atualmente, pode ainda ser utilizada por dentistas e em pequenas cirurgias. No laboratório, o principal componente ativo deste medicamento, a procaína, pode ser preparada, em meio ácido, pela reação química entre o ácido aminobenzoico C7H7NO2 e o 2-dietilaminoetanol (C6H15NO). H

H C

H2N

C

C

C C

H

H O C

OH

+

H C

H2SO4 HOCH2CH2N(C2H5)2

H2N

C

C

C C

H

H

C7H7NO2(aq)

+

C6H15NO(aq)

M (C7H7NO2) = 137,14 gmol- 1;

H SO

2 4 b

O

C

C

CH2CH2N(C2H5)2

+

H2O

C H

C13H20N2O2(aq)

M (C6H15NO) = 117,20 gmol- 1;

O

+

H2O (L)

M (C13H20N2O2) = 236,31 gmol- 1

2.1. Determine o rendimento da síntese da novocaína sabendo que foram adicionados 5,00 g de cada um dos reagentes, tendo sido obtidos 3,32 * 10- 2 mol do produto desejado.

12

Etapa A – identificação do reagente limitante 5,00 m ⇔ n = 3,64 * 10- 2 mol n(C H NO ) = ⇔ n = M 137,14 7

7

2

n(C6H15NO) =

5,00 m ⇔n= ⇔ n = 4,27 * 10- 2 mol M 117,20

Como a estequiometria da reação é 1:1, 3,64 * 10- 2 4,27 * 10- 2 < 1 1 pelo que o ácido aminobenzoico é o reagente limitante. Tópico B – rendimento da reação Como a estequiometria da reação é 1:1: nprevisto = 3,64 * 10- 2 mol nproduto obtido h (%) = * 100 ⇔ nproduto previsto

⇔ h (%) =

3,32 * 10- 2 3,64 * 10- 2

* 100 ⇔ h (%) = 91,2%

2.2. Selecione a expressão que permite determinar a economia atómica percentual deste processo de síntese. (A)

M C13H20N2O2 * 100 M (C7H7NO2) + M (C6H15NO)

(B)

M C13H20N2O2 + M H2O * 100 M (C7H7NO2) + M (C6H15NO)

(C)

M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) * 100 M (C13H20N2O2)

(D)

M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) * 100 M (C13H20N2O2) + M (H2O)

(A). e.a. (%) =

m total de átomos incorporados no produto desejado * 100 ⇔ mtotal de átomos nos reagentes

⇔ e.a. (%) =

106

M (C13H20N2O2) M (C7H7NO2) + M (C6H15NO)

* 100

8


2.3. Um dos substitutos atuais da novocaína é a lidocaína ou xilocaína. Este novo composto é um anestésico menos

8

suscetível de provocar reações alérgicas. Pode ser sintetizado a partir do 2,6-dimetilnitrobenzeno, de acordo com o seguinte esquema químico simplificado: CH3 NO2 CH3

1) SnC’2/HC’ CH3COOH

CH3

CH3 NH2 C’CH COC’ 2

2) KOH

CH3 C’

(CH3CH2)2NH

O CH3

CH3COOH

CH3

H N

H N N O CH3

CH3 CH3

Neste processo de síntese são libertadas substâncias como o cloreto de hidrogénio (HCL), água (H2O), etanoato (CH3COO-) e hidrogenossulfato (HSO-4). Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Da análise do esquema é possível concluir que a síntese deste novo medicamento…

(A) … obedece ao princípio da síntese segura, pois envolve substâncias com pouca ou nenhuma toxicidade para o ser humano.

(B) … garante a eliminação da produção de resíduos. (C) … não evita a formação de derivados. (D) … utiliza reagentes e processos menos poluentes do que a síntese da novocaína. (C). O ácido clorídrico e o hidróxido de sódio são, respetivamente, um ácido e uma base muito fortes. O cloreto de estanho(II) é nocivo por inalação e pode provocar queimaduras na pele e lesões oculares graves, pelo que esta síntese envolve risco para a saúde e segurança humanas e não elimina a produção de resíduos ou a formação de derivados.

s e t s e T

Grupo III

3. Considere as reações que ocorrem na atmosfera, representadas pelas seguintes equações químicas: Reação 1: N2(g) + O2(g) ⇌ 2 NO(g)

DH

Reação 2: 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)

= 181 kJ DH

Reação 3: 2 NOCL(g) ⇌ 2 NO(g) + CL2(g) Reação 4: 2 NO(g) ⇌ N2(g) + O2(g)

= - 198 kJ -5

K c = 1,6 * 10 31

K c = 1 * 10

3.1. De acordo com os dados apresentados, selecione a opção correta.

8

(A) A reação 1 é mais extensa do que a reação 2. (B) A reação 4 é mais rápida do que a reação 3. (C) Colocadas iguais concentrações iniciais de todas as espécies químicas presentes na reação 4 num recipiente fechado, atingido o equilíbrio químico, as espécies químicas mais concentradas são o dinitrogénio e o dioxigénio.

(D) Colocadas iguais concentrações iniciais de todas as espécies químicas presentes na reação 3 num recipiente fechado, atingido o equilíbrio químico, a espécie química menos concentrada é o cloreto de nitrosilo.


A variação da entalpia da reação não permite concluir sobre a extensão ou rapidez da reação. Os valores de das reações 3 e 4 permitem concluir que a reação 3 é mais extensa no sentido inverso e a reação 4 é mais extensa no sentido direto.

K c

107


3.2. Determine o valor de K c associado ao equilíbrio químico representado pela seguinte equação química: N2 g + O2 g ⇌ 2 NO g K 'c =

1 K c

⇔ K 'c =

1 ⇔ 1 * 1031

⇔ K 'c = 1 * 10- 31

3.3. Determine a energia libertada quando dióxido de enxofre, SO2, em excesso, reage com 10,0 g de ar, contendo


16

dioxigénio com um grau de pureza igual a 23 % em massa, em condições que garantem um rendimento de 70,0% (reação 2). M (O2) = 32,00 gmol- 1 Etapa A – quantidade química de O 2 % (m/m) = n=

m M

m O2 mar

⇔n=

* 100 ⇔ 23 =

m O2

10

* 100 ⇔ mO = 2,3 g 2

2,3 ⇔ n = 0,072 mol de O 2 32,00

Etapa B - quantidade de 2 que reagiu 0,072 mol de O2 100% 0,072 * 70 ⇔ x = ⇔ x = 0,050 mol de O 2 que reagiu = x 70% 100 Etapa C - energia libertada 1 mol 198 kJ = ⇔ x = 9,9 kJ x 0,050 mol

3.4. Num recipiente fechado, com 1,00 L de volume, ocorrem as reações 3 e 4 a temperatura constante. As concentrações de todas as espécies químicas presentes são constantes. As concentrações de cloreto de nitrosilo (NOCL) e dicloro (CL2) têm valor igual a 0,100 mol/L. Determine a concentração de N2 e O2 na mistura em equilíbrio expressa em fração molar. Etapa A – concentração de NO 2 2 [ NO ] e * [ CL2 ] e - 5 [ NO ] e * 0,100 ⇔ 1,6 ⇔ [ NO ] e = 1,3 * 10- 3 mol dm- 3 K c = 10 * = 2 2 0,100 [ NOCL] e Etapa B – concentração de O 2 e N2 2 N2 e * O2 e x 31 K c = * = ⇔ 1 ⇔ x = 4,1 * 1012 mol dm- 3 ⇒ [ O2 ] e = [ N2 ] e = 4,1 * 1012 mol dm- 3 10 2 -3 2 [ NO ] e (1,3 * 10 ) Etapa C – fração molar e O 2 e N2 Como a concentração de O 2 e N2 é cerca de 10 13 vezes superior à dos outros componentes da mistura, estes últimos podem ser desprezados na determinação da fração molar. Como a concentração é a mesma para O 2 e N2, a fração molar é igual a 0,50 para O 2 e N2.

Grupo IV

4. Com o objetivo de estudar o efeito da alteração da concentração de produtos e reagentes num equilíbrio químico, um grupo de alunos realizou uma atividade laboratorial realizando seis ensaios. Para tal introduziram, em recipientes fechados e de volume fixo, iguais quantidades de di-hidrogénio (H2) e diiodo (I2). Após algum tempo foi atingido o equilíbrio químico com o iodeto de hidrogénio (HI) em todos os ensaios. H2(g) + (Incolor)

I2(g)

(Violeta)

⇌ 2 HI(g) (Incolor)

O conteúdo do primeiro ensaio serviu de controlo. Ao segundo, terceiro, quarto e quinto ensaios, os alunos destinaram testes diferentes. Por fim, num sexto ensaio, adicionaram quantidades diferentes de reagentes e produto da reação.

108

16


4.1. O quadro seguinte refere a composição do sistema à temperatura de 425 °C.

12

[ H2 ] / mol dm- 3

[ I2 ] / mol dm- 3

[ HI ] / mol dm- 3

0,469

0,469

0,0000

- y

- y

+ 2 y

x

x

0,0738

Início Equilíbrio químico

Determine o valor da constante de equilíbrio para esta reação, à temperatura considerada. Etapa A - composição no estado de equilíbrio Sendo 2 y a quantidade de H I formada até se atingir o equilíbrio químico, então, é possível determinar a composição do sistema no estado de equilíbrio. 2 y = 0,0738 ⇔ y = 0,0369 mol dm- 3 Então: x = 0,469 - 0,0369 = 0,432 mol dm- 3 Etapa B – valor da constante de equilíbrio 2 [ HI ] e 0,07382 K c = ⇔ K c = ⇔ K c = 2,92 * 10- 2 [ H2 ] e * [ I2 ] e 0,4322

4.2. A única espécie química que apresenta cor visível é o diiodo (violeta), pelo que os alunos puderam visualizar alterações no estado de equilíbrio químico pela alteração de cor, de acordo com o s eguinte exemplo.

H2

I2

I2

H2

Incolor

HI

I2

s e t s e T HI

H2

Violeta-escuro

4.2.1. Mantendo a temperatura constante, no segundo ensaio, ao estado de equilíbrio, os alunos adicionaram di-hidrogénio e observaram a alteração de cor; ao terceiro ensaio, no estado de equilíbrio, os alunos adicionaram diiodo. Esperaram até que não se verificasse alteração de cor. Compararam a cor final de cada mistura com a amostra de controlo.

Das seguintes afirmações selecione a opção correta. (A) A cor da mistura, no segundo ensaio, ficou violeta mais claro; no terceiro ficou violeta mais escuro. (B) A cor da mistura, no segundo ensaio, ficou violeta mais escuro; no terceiro ficou violeta mais claro. (C) No segundo ensaio o valor da constante de equilíbrio aumentou; no terceiro diminuiu. (D) No segundo ensaio o valor da constante de equilíbrio diminuiu; no terceiro aumentou. (A). H2(g) +

I2(g)

(Incolor) (Violeta)

⇌ 2 HI(g) (Incolor)

Mantendo a temperatura constante, no segundo ensaio, ao estado de equilíbrio, os alunos adicionaram di-hidrogénio (Qc < K c); a reação evoluiu no sentido direto até que Qc = K c, tendo ficado violeta mais claro (consumo de diiodo e diminuição da sua concentração ). a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Ao terceiro ensaio, no estado de equilíbrio, os alunos adicionaram diiodo (Qc < K c); a reação evoluiu no sentido direto até que Qc = K c, mas a concentração de diiodo não diminuiu até ao valor que tinha no equilíbrio químico inicial, pelo que, globalmente, a mistura ficou violeta mais escuro.

109

8


4.2.2. De modo a estudar o efeito da temperatura no equilíbrio químico, os alunos realizaram o quarto ensaio a uma temperatura inferior às dos anteriores. Verificaram que a cor do sistema no novo equilíbrio químico ficou mais violeta.

Classifique a reação química de endo ou exotérmica. Endotérmico.


Por arrefecimento, a reação evoluiu no sentido inverso (ficou mais violeta; ficou com maior concentração de diiodo). O aumento de temperatura favorece sempre o sentido endoenergético.

4.2.3. No quinto ensaio, mantendo a temperatura constante, os alunos adicionaram hélio, um gás inerte, provocando um aumento da pressão do sistema reacional, e esperaram até que se atingisse um novo estado de equilíbrio químico.

12

Escreva um pequeno texto comparando a cor da mistura neste novo equilíbrio químico com o controlo. Justifique, convenientemente, a sua resposta. Tópico A Ao adicionar um gás inerte, os alunos aumentaram a pressão do sistema, mantendo a temperatura constante. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação terá de evoluir no sentido de contrariar esta perturbação, ou seja, no sentido na menor quantidade química total de componentes gasosos. Tópico B Como, na reação apresentada, a quantidade química total de produtos e reagentes é a mesma, o sistema não irá evoluir favoravelmente em nenhum dos sentidos, pelo que a concentração da espécie corada não varia. Conclui-se que a cor permanecerá igual à cor da amostra utilizada como controlo.

4.2.4. No sexto ensaio, mantendo a temperatura constante, os alunos adicionaram um dos componentes da mistura e esperaram que fosse atingido um novo estado de equilíbrio químico, de acordo com o gráfico seguinte: o ã ç a r t n e c n o C

A

B

C

t0

t1

t2

Tempo

Das seguintes afirmações selecione a opção correta. (A) A substância adicionada ao equilíbrio químico foi o iodeto de hidrogénio. (B) No instante t1 é atingido o novo estado de equilíbrio químico. (C) No intervalo de tempo entre t1 e t2, Qc > K c. (D) No intervalo de tempo entre t1 e t2, a reação evolui no sentido direto. (D). No instante t1 é adicionada uma substância (A) que obriga à diminuição da concentração de duas substâncias (A e C) e ao aumento da terceira (B). Para contrariar a perturbação introduzida, o sistema só poderia ter evoluído num de dois sentidos (direto/inverso). Como existem dois reagentes e apenas um produto da reação, a reação evoluiu no sentido direto (Qc < K c), até que Qc = K c.

110

8

Teste de Avaliação Global 1 Grupo V

5. Aspirina é o nome comercial do ácido acetilsalicílico, um composto orgânico com propriedades analgésicas e antipiréticas. Pode ser sintetizado no laboratório misturando ácido salicílico com anidrido acético, na presença de um ácido forte (ácido sulfúrico ou fosfórico), com elevação da temperatura num banho-maria. O

O

O

O

O

C OH

C

C O

H3C

+

C

H2SO4

OH

CH3

C +

OH

H3C

OH

O C O

CH3

Suponha que se misturaram 2,00 g de ácido salicílico com excesso de anidrido acético em meio ácido e com aquecimento. 5.1. Determine a massa de ácido acetilsalicílico que se espera obter nesta reação de síntese. M (C7H6O3) = 138,12 gmol- 1

12

M (C9H8O4) = 180,14 gmol- 1

Etapa A – quantidade química de ácido acetilsalicílico 2,00 m n= ⇔n= ⇔ n = 1,45 * 10- 2 mol M 138,12 Como a estequiometria da reação é 1:1: 1 mol de C7H6O3 -2

1,45 * 10 mol de C 7H6O3

=

1 mol de C9H8O4 x

⇔

s e t s e T

⇔ x = 1,45 * 10- 2 mol de C 9H8O4 nácido acetilsalicílico = 1,45 * 10- 2 mol

Etapa B – determinação da massa prevista n=

m m ⇔ 1,45 * 10- 2 = ⇔ m = 2,61 g M 180,14

5.2. Das seguintes afirmações selecione a opção correta.

8

(A) O ácido forte funciona como catalisador da reação aumentando o rendimento químico da síntese. (B) O ácido forte funciona como catalisador da reação aumentando o valor da constante de equilíbrio. (C) A presença do ácido forte aumenta a velocidade da reação em ambos os sentidos. (D) A presença do ácido forte aumenta a velocidade da reação apenas no sentido direto. (C). O ácido sulfúrico é o catalisador da reação. Um catalisador, por definição, é uma substância que aumenta a velocidade da reação em ambos os sentidos.

5.3. No final do procedimento pode ser adicionado um pequeno volume de água ao sal formado para decompor qualquer excesso de anidrido acético. Se houver excesso de anidrido, a água provocará a formação de vapores de ácido acético, reconhecido pelo seu odor característico. Todo o procedimento deve, portanto, ser realizado na hotte. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Explique, sucintamente, por que razão não é necessário um procedimento semelhante para identificar a presença de ácido salicílico em excesso no final da síntese. O ácido salicílico é o reagente limitante nesta atividade laboratorial, a reação é (aproximadamente) irreversível, pelo que não é previsível a sua existência no final da reação.

111

8


5.4. Na determinação do ponto de fusão do ácido acetilsalicílico obteve-se o gráfico seguinte: E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

a r u t a r e p m e T Fusão

Tempo

Selecione a opção que justifica o facto de o valor da temperatura de fusão não ser constante. (A) O ácido acetilsalicílico é uma molécula composta e moléculas compostas têm pontos de fusão e ebulição variáveis. (B) O ácido acetilsalicílico obtido é uma substância pura. (C) O grau de pureza do ácido acetilsalicílico obtido é 100 %. (D) O ácido acetilsalicílico obtido tem ainda impurezas. (D). Uma substância pura tem pontos de fusão e de ebulição constantes no intervalo de tempo que dura a mudança de estado físico. Neste caso, a temperatura de fusão não é constante, pelo que a substância não é pura.

112

8

Critérios de correção do Teste de Avaliação Global 1 Grupo I

Grupo III

1.1.1. .................................................................................... 8 pontos (B)

3.1. ...................................................................................... 8 pontos (C)

1.1.2. .................................................................................. 12 pontos

3.2. ...................................................................................... 8 pontos

Etapa A – determinação do volume de álcool 8,01 m r = ⇔ 0,789 = ⇔ V = 10,2 mL V V Etapa B – teor alcoólico 10,2 mL x = ⇔ x = 10,2 L 100 mL 100 L 10,2 L Teor alcoólico = 100 L

1.2. ....................................................................................12 pontos Etapa A – quantidade química de etanol prevista , m ⇔n= ⇔ n = 0,174 mol M 46,08 nproduto obtido 0,174 h (%) = * 100 ⇔ 80,0 = * 100 ⇔ nproduto previsto nproduto previsto nproduto obtido =

⇔ nproduto previsto = 0,218 mol

Etapa B – massa de glicose a utilizar Como a estequiometria da reação é 1:2: 1 mol de C6H12O6 2 mol de C2H5OH = x 0,250 mol de C2H5OH 0,218 ⇔ x = = 0,109 mol de C6H12O6 2 m m n = ⇔ 0,109 = ⇔ m = 19,6 g M 180,16

1.3. ...................................................................................... 8 pontos (D)

K 'c =

1 1 ⇔ K 'c = ⇔ K 'c = 1 * 10- 31 K c 1 * 1031

3.3. .................................................................................... 16 pontos Etapa A – quantidade química de O2 mO mO % (m/m) = m * 100 ⇔ 23 = * 100 ⇔ mO = 2,3 g 10 ar 2,3 m n= ⇔n= ⇔ n = 0,072 mol de O2 M 32,00 2

2

2

Etapa B – quantidade de O2 que reagiu 0,072 mol de O2 100% = ⇔ x 70% ⇔ x = 0,050 mol de O2 que reagiu

Etapa C – energia libertada 1 mol 198 kJ = ⇔ x = 9,9 kJ x 0,050 mol

3.4. .................................................................................... 16 pontos Etapa A – concentração de NO K c =

[ NO] e * [ CL2 ] e [ NOCL]

2 e

[ NO ] e * 0,100 ⇔ 1,6 * 10- 5 = ⇔ 0,1002

s e t s e T

⇔ [ NO] e = 1,3 * 10- 3 moldm- 3

Etapa B – concentração de O 2 e N2 [ N2 ] e * [ O2 ] e x K c = ⇔ 1 * 1031 = ⇔ 2 2 [ NO] e (1,3 * 10- 3) ⇔ x = 4,1 * 10 mol dm-

Grupo II

[ O2 ] e = [N2 ] e = 4,1 * 10 mol dm-

2.1. .................................................................................... 12 pontos

Etapa C – fração molar de O2 e N2

Etapa A – identificação do reagente limitante 5,00 m n(C H NO ) = ⇔ n = ⇔ n = 3,64 * 10- mol M 46,08 5,00 m n(C H NO) = ⇔ n = ⇔ n = 4,27 * 10- mol M 117,20 7

7

6

15

2

Como a estequiometria da reação é 1:1:

Como a concentração de O2 e N2 é cerca de 1013 vezes superior à dos outros componentes da mistura, estes últimos podem ser desprezados na determinação da fração molar. Como a concentração é a mesma para O2 e N2, a fração molar é igual a 0,50 para O 2 e N2.

3,64 * 104,27 * 10< 1 1 pelo que o ácido aminobenzoico é o reagente limitante.

4.1. ................................................................................... 12 pontos

Etapa B – rendimento da reação

Etapa A – composição no estado de equilíbrio

Como a estequiometria da reação é 1:1:

Sendo 2 y a quantidade de HI formada até se atingir o equilíbrio químico, então é possível determinar a composição do sistema no estado de equilíbrio.

-

nprevisto = 3,64 * 10 mol nproduto obtido 3,32 * 10h (%) = * 100 ⇔ h (%) = * 100 ⇔ nproduto previsto 3,64 * 10- 2 ⇔ h (%) = 91,2% a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Grupo IV

2.2. ...................................................................................... 8 pontos (A) 2.3. ...................................................................................... 8 pontos (C)

EQ11DP – 08

2 y = 0,0738 ⇔ y = 0,0369 mol dmEntão: x = 0,469 - 0,0369 = 0,432 mol dm- 3 Etapa B – valor da constante de equilíbrio 2 [ HI] e 0,0738 K c = ⇔ K c = ⇔ K c = 2,92 * 10- 2 [ H2 ] e * [I2 ] e 0,4322

113

4.2.1. .................................................................................... 8 pontos (A) 4.2.2. ................................................................................... 8 pontos Endotérmico

4.2.3. ................................................................................ 12 pontos Tópico A Ao adicionar um gás inerte, os alunos aumentaram a pressão do sistema, mantendo a temperatura constante. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação terá de evoluir no sentido de contrariar esta perturbação, ou seja, no sentido da menor quantidade química total de componentes gasosos. Tópico B Como, na reação apresentada, a quantidade química total de produtos e reagentes é a mesma, o sistema não irá evoluir favoravelmente em nenhum dos sentidos, pelo que a concentração da espécie corada não varia. Conclui-se que a cor permanecerá igual à cor da amostra utilizada como controlo.

4.2.4. ................................................................................... 8 pontos (D)

Grupo V 5.1. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – quantidade química de ácido acetilsalicílico 2,00 m n= ⇔n= ⇔ n = 1,45 * 10- 2 mol M 138,12 Como a estequiometria da reação é 1:1: 1 mol de C7H6O3 -2

1,45 * 10 mol de C9H8O4

=

1 mol de C9H8O4 ⇔ x

⇔ x = 1,45 * 10- mol de C9H8O4

nácido acetilsalicílico = 1,45 * 10- mol Etapa B – determinação da massa prevista m m n = ⇔ 1,45 * 10- 2 = ⇔ m = 2,61 g M 180,14

5.2. ..................................................................................... 8 pontos (C) 5.3. ..................................................................................... 8 pontos O ácido salicílico é o reagente limitante nesta atividade laboratorial, a reação é (aproximadamente) irreversível, pelo que não é previsível a sua existência no final da reação.

5.4. ..................................................................................... 8 pontos (D) TOTAL ........................................................................ 200 pontos

114



Grelha de classificação do Teste de Avaliação Global 1 Turma: 11.°

Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 4 . 8 5

V


. 3 . 8 5 . 2 . 8 5

. 1 . 2 5 1 . 4 . 8 2 . 4 . 3 . 2 2 . 1 4 . 2 . 8 V I 2 . 4 . 1 . 8 2 . 4 . 1 . 2 4 1

s a v i t i s o p e d % s a v i t a g e n e d ° . N

. 4 . 6 3 1

I I I


. 3 . 6 3 1 . 2 . 8 3 . 1 . 8 3


. 3 . 8 2 . I . 8 I 2 2 . 1 . 2 2 1


. 3 . 8 1 . 2 . 2 1 1 I . 2 . 2 1 . 1 1 . 1 . 8 1 . 1


o m o p e ã ç u I r t t a G o C


o n u l A


° . N 1

2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3


115

s e t s e T

Matriz do Teste de Avaliação 3 Domínio 2 Reações em sistemas aquosos Item

Cotação

1.1.

8

1.2.

8

2.1.

8

Total

SD1. Reações ácido-base

16

M8 1.1. Ácidos e bases

16


M10 1.3. Autoionização da água

2.3.

8

2.2.

12

2.4.

8

2.5.

8

3.1.

8

3.2.

8

3.3.

12

4.1.

8

4.2.

8

4.3.

16

20

M11 1.4. Ácidos e bases em soluções aquosas

M12 1.5. Constantes de acidez e de basicidade

e força relativa de ácidos e de bases

44

44 4.4.

8

4.5.

12

5.1.

8

5.2.

12

5.3.

12

6.1.

8

6.2.

8

6.3.

12

M13 1.6. Titulação ácido-base ácido-base

M14 1.7. Acidez e basicidade em soluções aquosas de sais

32

M15 1.8. Aspetos ambientais das reações ácido-base ácido-base

AL2.1

Constante de acidez

AL2.2 Titulação

116

ácido-base

28


TA T A

Teste T este de Avaliação Avaliação 3

Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações

1. Considere o seguinte texto.

Há muito tempo que os químicos se preocupam em perceber a razão pela qual algumas substâncias, em solução aquosa, possuem a propriedade de, por exemplo, apresentarem um sabor azedo, dissolverem o mármore, reagirem com metais, como o zinco, libertando di-hidrogénio, e ainda possuírem a propriedade de tornar vermelha a cor de determinados pigmentos vegetais azuis. Por outro lado, existe outro conjunto de materiais que, em solução aquosa, possuem um sabor amargo, são escorregadios ao tato e são capazes de devolver a cor azul a pigmentos vegetais previamente avermelhados avermelhados por adição de um ácido. São exemplo destes materiais as cinzas e os sabões. Arrhenius, em 1887, apresentou uma explicação explicação teórica para a definição de ácido e de base, mas foi Brönsted e Lowry,, em 1923, Lowry 192 3, que proposeram uma definição de ácido e de base mais abrangente. 1.1. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente corretamente a frase seguinte.

8

Segundo a teoria de Arrhenius, é toda a substância que, sendo constituída por átomos de hidrogénio, em solução aquosa ioniza-se originando . (A) … ácido… iões H +

(B) … base… iões H+

(C) … ácido… iões OH-

(D) … base… iões OH-

1.2. Das seguintes afirmações, relativas ao amoníaco, NH 3, e ao hidróxido de sódio, NaOH, selecione a verdadeira. (A) NH3 é uma base segundo a teoria de Arrhenius. (B) NH3 e NaOH são bases segundo Arrhenius e segundo a teoria de Brönsted-Lowry. Brönsted-Lowry. (C) NH3 e NaOH apenas são bases segundo a teoria de Brönsted-Lowry. (D) NH3 apenas é uma base segundo a teoria de Brönsted-Lowry. Grupo II

2. O valor do pH de uma solução aquosa depende da concentração em iões hidrónio, H3O+.

Considere 500 mL de uma solução aquosa de um detergente amoniacal, cujo valor de pH é 1 1,3, à temperatura de 25 °C (K w = 1,0 * 10- 14, a 25 °C).


117

8

s e t s e T


2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da concentração em iões hidrónio. (A) [ H3O+ ] e = 11,3 mol dm- 3

(B) [ H3O+ ] e = 1011,3 mol dm- 3

(C) [ H3O+ ] e = 10- 11,3 mol dm- 3

(D) [ H3O+ ] e = - log (11,3) mol dm- 3

2.2. Determine o valor da concentraçã concentraçãoo em iões hidróxido, OH-, à temperatura considerada.

8

12

Apresente o resultado com um número correto de algarismos significativos. 2.3. Um outro detergente aplicado na lavagem de loiça apresenta um valor de pH igual a 7,00, à temperatura de 25 °C.

8

Das seguintes afirmações, selecione a correta. (A) O detergente da loiça possui maior acidez do que o detergente amoniacal. (B) O detergente da loiça possui maior alcalini alcalinidade dade do que o detergente amoniacal. (C) Os dois detergentes possuem carácter químico semelhante. (D) O detergente da loiça é um ácido e o detergente amoniacal é uma base. 2.4. Considere a mistura de iguais volumes de duas soluções de ambos os detergentes sem que exista qualquer reação entre eles.


8

Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente corretamente a frase. O valor do pH da mistura assume um valor… (A) … maior do que 11,3. (B) … menor do que 7,00. (C) … compreendido entre 7,00 e 11,3. (D) … impossível de prever. 2.5. Selecione a opção que completa corretamente a frase.

8

Atendendo a que a autoprotólise da água líquida é um processo endotérmico, o valor do pH da água, a 100 °C, é… (A) … igual 7,0.

(B) … maior que 7,0.

(C) … menor que 7,0.

(D) … imprevisível.

Grupo III

3. A autoionização da água, também designada de autoprotólise, é um proces processo so endotérmico.

Considere os valores da constante de autoprotólise da água, referentes a três temperaturas distintas. K w1 = 7,0 * 10 - 15 ; K w2 = 1,0 * 10 - 14 ; K w3 = 3,0 * 10 - 14

3.1. Escreva a expressão expressão que permite calcular o valor da constante de autoprotóli autoprotólise se da água.

8

3.2. Selecione a opção que contém, por ordem sequencial, os valores da temperatura correspondentes correspondentes aos valores de K w apresentados.

8

(A) 20 °C - 40 °C - 25 °C (B) 25 °C - 40 °C – 20 °C (C) 40 °C - 20 °C - 25 °C (D) 20 °C - 25 °C - 40 °C 3.3. Calcule o valor do pH da água à temperatura a que K w = 3,0 * 10- 14. 118

12

Teste T este de Avaliação 3 Grupo IV

4. O ácido acético, CH3COOH, é um ácido fraco que se pode encontrar no vinagre.

Considere uma solução deste ácido, de concentração 0,100 mol dm- 3 (K a (CH3COOH) = 1,8 * 10- 5, a 25 °C).

4.1. Escreva a equação química que traduz a ionização do ácido acético.

8

4.2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o valor da constante de acidez.

8

(A) K a = (C) K a =

CH3COO- e + H3O+ [ CH3COOH ] e

e

(B) K a =

[ CH3COOH ] e

(D) K a =

[ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e

CH3COO- e * H3O+ [ CH3COOH] e

e

[ CH3COO- ] e [ CH3COOH ] e * [ H3O+ ] e

4.3. Determine o grau de ionização do ácido acético, à temperatura de 25 °C.

16

4.4. Selecione a opção que indica os pares conjugados ácido-base.

8

(A) CH3COO- aq /C /CH H3CO COOH OH aq e H3O+ aq /H2O L (B) CH3COO-(aq)/CH3COOH(aq) e H2O(L)/H3O+(aq) (C) CH3CO COOH OH aq /C /CH H3COO- aq e H3O+ aq /H2O L (D) CH3COOH(aq)/CH3COO-(aq) e H2O(L)/H3O+(aq) 4.5. Calcule o valor da constante de ionização do ião acetato, CH3COO-, à temperatura considerada.

12

Grupo V

5. O ácido clorídrico, HCL, é obtido pela queima de dicloro e di-hidrogénio, que depois de absorvido em água, origina uma solução fortemente ácida, cuja constante de equilíbrio, a 25 °C, tem o valor de 1,3 * 106.


HC’

c = 0,061 mol dm

- 3

119

s e t s e T


5.1. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase seguinte.

O facto de o ácido clorídrico possuir um elevado valor de K a significa que… (A) … se trata de um ácido fraco. (B) … a reação de ionização é muito rápida. (C) … é elevada a extensão da reação inversa.


(D) … a reação direta é muito mais extensa do que a reação inversa. 5.2. Determine o valor do pH de uma solução de HCL de concentração 0,061 mol dm- 3.

12

5.3. Considere uma solução de ácido fórmico, HCOOH, de igual volume e concentração da solução de ácido clorídrico.

12

Sabendo que, no estado de equilíbrio, a concentração de HCOOH é de 5,78 * 10- 2 mol dm- 3, determine o valor do pH no equilíbrio químico.

Grupo VI

6. Com o objetivo de determinar a concentração de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH, de volume 50,0 mL, um grupo de alunos realizou uma titulação ácido-base, utilizando, como titulante, a solução aquosa de ácido clorídrico, HCL, de concentração 0,100 mol dm- 3. Até atingir o ponto de equivalência, verificaram ter-se consumido 10,0 mL de titulante.

Para a realização da atividade, os alunos procederam à preparação do esquema de montagem, conforme mostra a figura.

10

11

6.1. Selecione a opção que identifica o tipo de titulação.

8

(A) Titulação ácido forte-base forte. (B) Titulação ácido forte-base fraca. (C) Titulação base forte-ácido forte. (D) Titulação ácido fraco-base forte. 6.2. Apresente o resultado da medida do volume de titulante no ponto de equivalência. 6.3. Determine o valor da concentração da solução de hidróxido de sódio obtida experimentalmente pelos alunos. 120

8 12

TA


Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


Há muito tempo que os químicos se preocupam em perceber a razão pela qual algumas substâncias, em solução aquosa, possuem a propriedade de, por exemplo, apresentarem um sabor azedo, dissolverem o mármore, reagirem com metais, como o zinco, libertando di-hidrogénio, e ainda possuírem a propriedade de tornar vermelha a cor de determinados pigmentos vegetais azuis. Por outro lado, existe outro conjunto de materiais que, em solução aquosa, possuem um sabor amargo, são escorregadios ao tato e são capazes de devolver a cor azul a pigmentos vegetais previamente avermelhados por adição de um ácido. São exemplo destes materiais as cinzas e os sabões. Arrhenius, em 1887, apresentou uma explicação teórica para a definição de ácido e de base, mas foi Brönsted e Lowry, em 1923, que proposeram uma definição de ácido e de base mais abrangente. 1.1. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase seguinte.

8

Segundo a teoria de Arrhenius, é toda a substância que, sendo constituída por átomos de hidrogénio, em solução aquosa ioniza-se originando . (A) … ácido… iões H + (B) … base… iões H + (C) … ácido… iões OH(D) … base… iões OH (A). Segundo a teoria de Arrhenius, ácido é toda substância que, sendo constituída por átomos de hidrogénio, em solução aquosa ioniza-se originando iões H +. 1.2. Das seguintes afirmações, relativas ao amoníaco, NH 3, e ao hidróxido de sódio, NaOH, selecione a verdadeira. (A) NH3 é uma base segundo a teoria de Arrhenius. (B) NH3 e NaOH são bases segundo Arrhenius e segundo a teoria de Brönsted-Lowry. (C) NH3 e NaOH apenas são bases segundo a teoria de Brönsted-Lowry. (D) NH3 apenas é uma base segundo a teoria de Brönsted-Lowry. (D). O amoníaco é uma base segundo a teoria de Brönsted Lowry pois é capaz de captar um protão, H +, cedido por um ácido. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

121

8

s e t s e T


2. O valor do pH de uma solução aquosa depende da concentração em iões hidrónio, H3O+.

Considere 500 mL de uma solução aquosa de um detergente amoniacal, cujo valor de pH é 1 1,3, à temperatura de 25 °C (K w = 1,0 * 10- 14, a 25 °C).

2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da concentração em iões hidrónio.


8

(A) [ H3O+ ] e = 11,3 mol dm- 3 (B) [ H3O+ ] e = 1011,3 mol dm- 3 (C) [ H3O+ ] e = 10- 11,3 mol dm- 3 (D) [ H3O+ ] e = - log (11,3) mol dm- 3 (C). pH = - log H3O+ e ⇒ [ H3O+ ] e = 10- pH [ H3O+ ] e = 10- 11,3 mol dm - 3 2.2. Determine o valor da concentração em iões hidróxido, OH-, à temperatura considerada.

12

Apresente o resultado com um número correto de algarismos significativos. pH = 11,3 ⇒ [ H3O+ ] e = 10- 11,3 mol dm- 3 K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e ⇔ ⇔ 1,0 * 10- 14 = 10- 11,3 * [ OH- ] e ⇔ 1,0 * 10- 14 ⇔ [ OH- ] e = = 2,0 * 10- 3 mol dm- 3 10- 11,3 2.3. Um outro detergente aplicado na lavagem de loiça apresenta um valor de pH igual a 7,00, à temperatura de 25 °C.

Das seguintes afirmações, selecione a correta. (A) O detergente da loiça possui maior acidez do que o detergente amoniacal. (B) O detergente da loiça possui maior alcalinidade do que o detergente amoniacal. (C) Os dois detergentes possuem carácter químico semelhante. (D) O detergente da loiça é um ácido e o detergente amoniacal é uma base. (A). O detergente amoniacal possui um pH = 11,3. Uma solução é tanto mais ácida quanto mais baixo for o valor do pH da solução. Assim, o detergente da loiça possui maior acidez que o detergente amoniacal.

122

8


2.4. Considere a mistura de iguais volumes de duas soluções de ambos os detergentes sem que exista qualquer reação entre eles.

8

Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase. O valor do pH da mistura assume um valor… (A) … maior do que 11,3.

(B) … menor do que 7,00.

(C) … compreendido entre 7,00 e 11,3.

(D) … impossível de prever.

(C). À temperatura considerada, a solução do detergente da loiça é neutra e a solução do detergente amoniacal, é alcalina. O carácter químico da solução que resulta dos dois volumes das duas soluções resulta do efeito da quantidade de iões OH – em excesso que existe na solução do detergente amoniacal. Em consequência da mistura das duas soluções, o volume aumenta, pelo que a concentração de iões OH – diminui. Assim, o valor do pH da mistura assume um valor compreendido entre 7,00 e 11,3. 2.5. Selecione a opção que completa corretamente a frase.

8

Atendendo a que a autoprotólise da água líquida é um processo endotérmico, o valor do pH da água, a 100 °C, é… (A) … igual 7,0.

(B) … maior que 7,0.

(C) … menor que 7,0.

(D) … imprevisível.

(C). Sendo a autoprotólise da água um processo endotérmico, para temperaturas mais elevadas, o valor da concentração de H 3O+ aumenta, pelo que o valor do pH da água diminui. Assim, o valor do pH da água a 100 °C é menor que 7,0. s e t s e T

Grupo III

3. A autoionização da água, também designada de autoprotólise, é um processo endotérmico. Considere os valores da constante de autoprotólise da água, referentes a três temperaturas distintas. K w1 = 7,0 * 10 - 15 ; K w2 = 1,0 * 10 - 14 ; K w3 = 3,0 * 10 - 14

3.1. Escreva a expressão que permite calcular o valor da constante de autoprotólise da água. K w =

H3O+ e * OH-

8

e

3.2. Selecione a opção que contém, por ordem sequencial, os valores da temperatura correspondentes aos valores de K w apresentados. (A) 20 °C - 40 °C - 25 °C

(B) 25 °C - 40 °C – 20 °C

(C) 40 °C - 20 °C - 25 °C

(D) 20 °C - 25 °C - 40 °C

8

(D). Atendendo a que a autoprotólise da água é um processo endotérmico, um aumento da temperatura favorece a reação da autoprotólise da água. Assim, com o aumento da temperatura verifica-se um aumento do valor da constante de autoprotólise.


3.3. Calcule o valor do pH da água à temperatura a que K w = 3,0 * 10- 14. K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e K w = 3,0 * 10- 14 mas para a água pura [ H3O+ ] e = [ OH- ] e 2 K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e = [ H3O+ ] e 2 3,0 * 10- 14 = [ H3O+ ] e ⇔ [ H3O+ ] e = " 3,0 * 10- 14 = 1,7 * 10- 7 mol dm- 3 pH = - log [ H3O+ ] e = - log (1,7 * 10- 7) = 6,8

12

123


4. O ácido acético, CH3COOH, é um ácido fraco que se pode encontrar no vinagre.

Considere uma solução deste ácido, de concentração 0,100 mol dm- 3 (K a (CH3COOH) = 1,8 * 10- 5, a 25 °C).


4.1. Escreva a equação química que traduz a ionização do ácido acético. CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

8

4.2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o valor da constante de acidez.

8

(A) K a = (C) K a =

[ CH3COO- ] e + [ H3O+ ] e

(B) K a =

[ CH3COOH ] e [ CH3COOH ] e

(D) K a =

[ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e

[ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e [ CH3COOH] e [ CH3COO- ] e [ CH3COOH ] e * [ H3O+ ] e

(B). 4.3. Determine o grau de ionização do ácido acético, à temperatura de 25 °C.

16

CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) 0,100 – – cinício/mol dm - 3 0,100 - x cequil./mol dm x x - 3

K a =

[ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e [ CH3COOH ] e

1,8 * 10- 5 =

⇔

x 2

=

x 2

0,100 - x

⇔

⇔

0,100 - x -5 2 ⇔ 1,8 * 10 * (0,100 - x ) = x ⇔ -3 -3 ⇔ x = 1,3 * 10 mol dm [ CH3COO- ] e = [ H3O+ ] e = 1,3 * 10- 3 mol dm- 3 [ CH3COOH ] e = 0,100 - 1,3 * 10- 3 = 9,87 * 10- 2 mol dm- 3 O grau de ionização pode ser calculado a partir de: a (%) =

nionizado c ionizado * V * 100 ⇔ a (%) = * 100 ninicial cinicial * V

%) =

⇔ a (

⇔

1,3 * 10- 3 * V * 100 = 1,3% 0,100 * V

4.4. Selecione a opção que indica os pares conjugados ácido-base. (A) CH3COO-(aq)/CH3COOH(aq) e H3O+(aq)/H2O(L)

(B) CH3COO-(aq)/CH3COOH(aq) e H2O(L)/H3O+(aq)

(C) CH3COOH aq /CH3COO- aq e H3O+ aq /H2O L

(D) CH3COOH aq /CH3COO- aq e H2O L /H3O+ aq

(C). 124

8


4.5. Calcule o valor da constante de ionização do ião acetato, CH3COO-, à temperatura considerada. K a * K b = K w ⇔ K b =

12

K w K a

Substituindo, vem: K b =

1,0 * 10- 14 = 5,6 * 10- 10 -5 1,8 * 10

Grupo V

5. O ácido clorídrico, HCL, é obtido pela queima de dicloro e di-hidrogénio, que depois de absorvido em água, origina uma solução fortemente ácida, cuja constante de equilíbrio, a 25 °C, tem o valor de 1,3 * 106.

HC’

c = 0,061 mol dm

- 3


8

O facto de o ácido clorídrico possuir um elevado valor de K a significa que… (A) … se trata de um ácido fraco.

s e t s e T

(B) … a reação de ionização é muito rápida. (C) … é elevada a extensão da reação inversa. (D) … a reação direta é muito mais extensa do que a reação inversa. (D). Quanto maior for o valor da constante de acidez, maior será a concentração dos produtos da reação, o que corresponde a uma elevada extensão da reação direta. 5.2. Determine o valor do pH de uma solução de HCL de concentração 0,061 mol dm- 3.

12

K a elevado significa que a ionização de HC L é elevada.

[ H3O+ ] e ≈ [ HCL] i = 0,061 mol dm- 3

Assim, o valor do pH pode ser calculado a partir da expressão: pH = - log [ H3O+ ] e ⇔ ⇔ pH = - log (0,061) = 1,2 5.3. Considere uma solução de ácido fórmico, HCOOH, de igual volume e concentração da solução de ácido clorídrico.

Sabendo que, no estado de equilíbrio, a concentração de HCOOH é de 5,78 * 10- 2 mol dm- 3, determine o valor do pH no equilíbrio químico. O valor [ H3O + ] no equilíbrio pode ser calculada a partir de: cinício/mol dm- 3 cequil./mol dm- 3 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

HCOOH(aq) + H2O(L) ⇌ HCOO-(aq) + H3O+(aq) 6,1 * 10- 2 – – x x 6,1 * 10- 2 - x

6,1 * 10- 2 - x = 5,78 * 10- 2 ⇔ -2 -2 -3 -3 ⇔ x = 6,1 * 10 - 5,78 * 10 = 3,2 * 10 mol dm O valor do pH pode ser calculado a partir de: pH = - log [ H3O+ ] e = - log (3,2 * 10- 3) = 2,5 125

12

Teste de Avaliação 3 Grupo VI

6. Com o objetivo de determinar a concentração de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH, de volume 50,0 mL, um grupo de alunos realizou uma titulação ácido-base, utilizando, como titulante, a solução aquosa de ácido clorídrico, HCL, de concentração 0,100 mol dm- 3. Até atingir o ponto de equivalência, verificaram ter-se consumido 10,0 mL de titulante.


Para a realização da atividade, os alunos procederam à preparação do esquema de montagem, conforme mostra a figura.

10

11

6.1. Selecione a opção que identifica o tipo de titulação.

8

(A) Titulação ácido forte-base forte. (B) Titulação ácido forte-base fraca. (C) Titulação base forte-ácido forte. (D) Titulação ácido fraco-base forte. (C). O titulado é uma base forte e o titulante é um ácido forte, assim a titulação em causa é uma titulação base forte-ácido forte. 6.2. Apresente o resultado da medida do volume de titulante no ponto de equivalência. V =

10,0 ± 0,1 mL

6.3. Determine o valor da concentração da solução de hidróxido de sódio obtida experimentalmente pelos alunos.

Partindo da equação química que traduz a reação de titulação, NaOH(aq) + HCL(aq) → NaCL(aq) + H2O(L) e dada a estequiometria, no ponto de equivalência: nNaOH = nHCL

A quantidade de NaOH neutralizada é: nNaOH = nHCL = [ HCL] * V = 0,100 * 10,0 * 10- 3 = 1,00 * 10- 3 mol A concentração da solução titulada será: n NaOH 1,00 * 10- 3 [ NaOH ] = = = 2,00 * 10- 2 mol dm- 3 -3 V 50,0 * 10

126

8

12

Critérios de correção do Teste de Avaliação 3 Grupo I 1.1. ...................................................................................... 8 pontos (A) 1.2. ...................................................................................... 8 pontos (D)

Etapa B – valor de x 1,8 * 10- 5 =

x 2

⇔ 1,8 * 10- * (0,100 - x ) = x ⇔ 0,100 - x ⇔ x = 1,3 * 10 - mol dm [ CH3COO- ] e = [ H3O+ ] e = 1,3 * 10- 3 mol dm- 3

Etapa B – grau de ionização

Grupo II 2.1. ...................................................................................... 8 pontos (C) 2.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – valor de [ H3O+ ] pH = 11,3 ⇒ [ H3O+ ] e = 10- , mol dmEtapa B – valor de [ OH- ] K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e ⇔ 1,0 * 10- = 10- , * [ OH- ] e ⇔ 1,0 * 10⇔ [ OH- ] e = = 2,0 * 10- 3 mol dm- 3 10- 11,3 2.3. ...................................................................................... 8 pontos (A)

nionizado 1,3 * 10- 3 * V * 100 ⇔ a (%) = * 100 = 1,3% ninicial 0,100 * V

4.4. ...................................................................................... 8 pontos (C) 4.5. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – relação K a e K b K a * K b = K w ⇔ K b =

K w K a

Etapa B – valor de K b K w 1,0 * 10- 14 K b = = = 5,6 * 10- 10 K a 1,8 * 10- 5

Grupo V

2.4. ...................................................................................... 8 pontos (C)

5.1. ...................................................................................... 8 pontos (D)

2.5. ...................................................................................... 8 pontos (C)

5.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – relação entre [ H3O+ ] e [ HCL] K a elevado → a ionização de HCL é elevada [ H3O+ ] e ≈ [ HCL] i = 0,061 moldm- 3

Grupo III 3.1. ...................................................................................... 8 pontos K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e 3.2. ...................................................................................... 8 pontos (D) 3.3. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – valor da [ H3O+ ] K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e K w = 3,0 * 10mas para a água pura [ H3O+ ] e = [ OH- ] e 2 K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e = [ H3O+ ] e 3,0 * 10- 14 = [ H3O+ ] e ⇔ ⇔ [ H3O+ ] e = 3,0 * 10- 14 = 1,7 * 10- 7 mol dm - 3 Etapa B – valor do pH pH = - log [ H3O+ ] e = - log (1,7 * 10- ) = 6,8

Grupo IV 4.1. ...................................................................................... 8 pontos CH3COOH aq + H2O L ⇌ CH3COO- aq + H3O+ aq 4.2. ...................................................................................... 8 pontos (B)


a (%) =

4.3. .................................................................................... 16 pontos Etapa A – escrita da constante de equilíbrio CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) cinício/mol dm- 3 0,100 – – cequil./mol dm- 3 0,100 - x x x [ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e x 2 K a = = 0,100 - x [ CH3COOH ] e

Etapa B – valor de pH pH = - log [ H3O+ ] e ⇔ pH = - log (0,061) = 1,2 5.3. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – valor [ H3O+ ] no equilíbrio HCOOH aq + H2O L ⇌ HCOO- aq + H3O+ aq - 3 cinício/mol dm 6,1 * 10- 2 – – cequil./mol dm- 3 6,1 * 10- 2 - x x x x = 6,1 * 10- - 5,78 * 10- = 3,2 * 10- mol dmEtapa B – valor de pH pH = - log [ H3O+ ] e = - log (3,2 * 10- ) = 2,5

Grupo VI 6.1. ...................................................................................... 8 pontos (C) 6.2. ...................................................................................... 8 pontos V = 10,0 ± 0,1 mL 6.3. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – quantidade de NaOH neutralizado NaOH aq + HCL aq → NaCL aq + H2O L Da estequiometria, nNaOH = nHCL. Etapa B – concentração de NaOH No ponto de equivalência: nNaOH = nHCL = [ HCL] * V = 0,100 * 10,0 * 10- = 1,00 * 10- mol nNaOH 1,00 * 10[ NaOH ] = = = 2,00 * 10- 2 mol dm- 3 -3 V 50,0 * 10 TOTAL ........................................................................ 200 pontos

127

s e t s e T



Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 3 . 2 6 1


. I 2 V . 8 6 . 1 . 8 6 . 3 . 2 5 1


. . 2 V 2 5 1 . 1 . 8 5 . 5 . 2 4 1


. 4 . 8 4 . 3 V . 6 I 4 1 . 2 . 8 4 . 1 . 8 4


. 3 . 2 3 1 I I I

. 2 . 8 3 . 1 . 8 3


. 5 . 8 2 . 4 . 8 2 I I

. 3 . 8 2 . 2 . 2 2 1


. 1 . 8 2

I

o p u r G

. 2 . 8 1 . 1 . 8 1



o n u l A

° . 1 N

128


2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3




Cotação

1.1.

8

1.2.

12

1.3.

8

1.4.

12

2.1.

12

2.2.

12

2.3.

8

3.1.

8

3.2.

12

3.3.

8

3.4.

8

4.1.

8

4.2.

8

Total

SD2. Reações de oxidação-redução

M16 2.1. Caracterização das reações de oxidação-redução

eletroquímica

s e t s e T

40

M17 2.2. Força relativa de oxidantes e redutores

AL2.3 Série

108

4.3.

12

4.4.

12

5.1.

8

5.2.

16

5.3.

12

5.4.

8

5.5.

8

52


EQ11DP – 09

129

TA



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


As reações de oxidação-redução, também conhecidas por reações redox, são reações que ocorrem por transferência de eletrões. Para que exista uma reação redox, no sistema deve haver uma espécie que ceda eletrões e outra que os aceite. Por essa razão, ao mergulhar uma placa de zinco numa solução que contenha iões cobre(II), verifica-se um atenuar da cor azul da solução e, simultaneamente, um depósito acobreado na placa de zinco, como mostra a figura seguinte. Placa de zinco

Solução de iões Cu 2

+


A oxidação é um processo que consiste .

8

de eletrões. A espécie que sofre oxidação designa-se por

(A) … no ganho… oxidante (B) … no ganho… redutor (C) … na cedência… oxidante (D) … na cedência… redutor 1.2. Escreva a equação química que representa a reação química observada na figura e identifique a espécie que sofre redução e a espécie que sofre oxidação. 1.3. Das seguintes afirmações, selecione a verdadeira.

12

8

(A) O número de oxidação do zinco diminui. (B) O número de oxidação do cobre aumenta. (C) O número de oxidação do zinco aumenta. (D) O número de oxidação do cobre não sofre alteração. 1.4. A que se deve o atenuar da cor azul da solução? Escreva a semiequação química que traduz essa alteração. 130

12


2. Os pigmentos à base de óxido de ferro são utilizados pelo ser humano desde a Pré-História, quando pintavam os seus desenhos nas paredes das cavernas.

Este pigmento é tratado a altas temperaturas, de acordo com a reação química traduzida pela seguinte equação química: Fe2O3(s) + 3 CO(s) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 2.1. Indique os números de oxidação de todos os elementos intervenientes na reação química.

12

2.2. Determine a variação dos números de oxidação do carbono e do ferro e indique a espécie que sofre redução.

12


Dado que o monóxido de carbono, CO, contém o elemento que sofre , sendo, por isso, o .

8

, é a substância que se

(A) … redução… oxida… agente redutor (B) … redução… reduz… agente oxidante (C) … oxidação… oxida… agente redutor (D) … oxidação… reduz… agente oxidante

Grupo III

3. Quando se mergulha uma moeda de cobre numa solução de nitrato de prata, AgNO3, verifica-se, ao fim de um dado tempo, a deposição de uma camada metálica sobre a moeda.

3.1. Identifique o constituinte da camada metálica que se deposita sobre a moeda de cobre.

s e t s e T

8

3.2. Escreva as semiequações de oxidação e de redução associadas à reação descrita.

12

3.3. Das seguintes equações, selecione aquela que traduz a reação de oxidação-redução apresentada.

8

(A) Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+(aq) + Ag(s) (B) Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s) (C) Cu2+(aq) + Ag(s) → Cu(s) + Ag+(s) (D) Cu2+(aq) + 2 Ag(s) → Cu(s) + 2 Ag+(aq) 3.4. Identifique os pares conjugados de oxidação-redução.

8


131


4. Colocaram-se pequenos pedaços de zinco metálico, Zn, numa solução aquosa de sulfato de cobre(II), CuSO4, e numa solução aquosa de nitrato de magnésio, Mg (NO3)2, de igual concentração.

Passado algum tempo, registaram-se as seguintes observações. Solução que contém Mg2 +

Solução que contém Cu2 +

Não houve reação

Formou-se um depósito acastanhado sobre o zinco, apresentando este metal um aspeto bastante corroído. A solução inicial era azul e, no final, ficou praticamente incolor.

4.1. Das seguintes afirmações, selecione a correta.


8

(A) O zinco metálico na presença do catião cobre(II) sofre uma redução. (B) O catião cobre(II) reduz o zinco metálico. (C) O catião cobre(II) é capaz de oxidar o zinco metálico. (D) O catião cobre(II) é oxidado na presença de zinco metálico. 4.2. Selecione a semiequação química que traduz a redução ocorrida.

8

(A) Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e(B) Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e(C) Zn +(aq) + 2 e- → Zn(s) (D) Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) 4.3. Compare o poder redutor do zinco com o do cobre.

12

4.4. Justifique a não ocorrência de reação química do Zn na presença do catião magnésio.

12

Grupo V

5. Com o objetivo de organizar uma série eletroquímica a partir da reação entre metais e soluções aquosas de sais contendo catiões de outros metais, um grupo de alunos utilizou pequenos pedaços de cobre, ferro, chumbo e zinco e soluções de catiões dos mesmos metais, numa placa de microescala.

Seguiram o seguinte procedimento: Etapa 1 - Colocar, em cada concavidade da fila vertical, uma amostra de cada metal. Etapa 2 - Usando pipetas de Pasteur, colocar em cada concavidade da fila horizontal a mesma quantidade de solução aquosa contendo catião cobre(II). Repetir o procedimento para as filas seguintes, com cada uma das

restantes soluções. Etapa 3 - Registar numa tabela a ocorrência, ou não, de reação, passados cerca de 30 minutos.

132


No quadro seguinte, registam-se algumas observações no final da atividade. Cu Cu2+

Fe

Pb

Zn

1

3

5

4

Ocorre reação

Fe2+

Não ocorre reação

Pb2+


Ocorre reação

Zn2+


2

Ocorre reação Não ocorre reação

5.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase.

8

Não se verifica ocorrência de reação de oxidação-redução no(s) ensaio(s)… (A) … 1, 2 e 3. (B) … 3 e 5. (C) … 1 e 4. (D) … 2 e 4. 5.2. Escreva a equação química que traduz a reação de oxidação-redução do zinco numa solução de nitrato de chumbo(II).

16

Comece por escrever as semiequações de oxidação e de redução. 5.3. Compare o poder redutor do ferro com o do chumbo.

12

Fundamente a resposta com base nos resultados do quadro. 5.4. Selecione a opção que dispõe os metais por ordem crescente de poder redutor.

8

(A) Cu - Zn - Pb (B) Pb - Cu - Zn (C) Cu - Pb - Zn (D) Zn - Cu - Pb 5.5. Selecione a opção que dispõe os catiões metálicos por ordem crescente de poder oxidante.

8

(A) Zn2+ - Fe2+ - Pb2+ - Cu2+ (B) Fe2+ - Pb2+ - Cu2+ - Zn2+ (C) Pb2+ - Cu2+ - Zn2+ - Fe2+ (D) Cu2+ - Zn2+ - Fe2+ - Pb2+


133

s e t s e T

TA



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


As reações de oxidação-redução, também conhecidas por reações redox, são reações que ocorrem por transferência de eletrões. Para que exista uma reação redox, no sistema deve haver uma espécie que ceda eletrões e outra que os aceite. Por essa razão, ao mergulhar uma placa de zinco numa solução que contenha iões cobre(II), verifica-se um atenuar da cor azul da solução e, simultaneamente, um depósito acobreado na placa de zinco, como mostra a figura seguinte. Placa de zinco

Solução de iões Cu 2

+


A oxidação é um processo que consiste .

8

de eletrões. A espécie que sofre oxidação designa-se por

(A) … no ganho… oxidante (B) … no ganho… redutor (C) … na cedência… oxidante (D) … na cedência… redutor (D). A oxidação é um processo que consiste na cedência de eletrões. A espécie que sofre oxidação designa-se por redutor. 1.2. Escreva a equação química que representa a reação química observada na figura e identifique a espécie que sofre redução e a espécie que sofre oxidação.

O zinco metálico, Zn, oxida-se e o catião cobre (II), Cu2+(aq), é reduzido a cobre sólido. Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

134

12


1.3. Das seguintes afirmações, selecione a verdadeira.

8

(A) O número de oxidação do zinco diminui. (B) O número de oxidação do cobre aumenta. (C) O número de oxidação do zinco aumenta. (D) O número de oxidação do cobre não sofre alteração. (C). O número de oxidação do zinco aumenta: Dn.o = + 2 - 0 = + 2. 1.4. A que se deve o atenuar da cor azul da solução? Escreva a semiequação química que traduz essa alteração.

12

O atenuar da cor da solução deve-se à diminuição da concentração do catião Cu 2+. A semiequação química que traduz o processo descrito é: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

Grupo II

2. Os pigmentos à base de óxido de ferro são utilizados pelo ser humano desde a Pré-História, quando pintavam os seus desenhos nas paredes das cavernas.

Este pigmento é tratado a altas temperaturas, de acordo com a reação química traduzida pela seguinte equação química: Fe2O3(s) + 3 CO(s) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 2.1. Indique os números de oxidação de todos os elementos intervenientes na reação química.

12

Fe2O3(s) + 3 CO(s) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) (+ 3) (- 2)

(+ 2)(- 2)

(0)

(+ 4) (- 2)

2.2. Determine a variação dos números de oxidação do carbono e do ferro e indique a espécie que sofre redução.

12

A variação dos números de oxidação dos elementos envolvidos é: Dn.o. (Fe) = 0 - (+ 3) = - 3 Dn.o. (C) = 4 - (+ 2) = + 2 Como o número de oxidação do ferro diminui, o ferro sofre redução e dado que o número de oxidação do carbono aumenta, o carbono sofre oxidação. Assim, Fe 2O3 é a espécie que sofre redução, pois possui o elemento que sofre redução - o Fe. 2.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Dado que o monóxido de carbono, CO, contém o elemento que sofre , sendo, por isso, o .

8

, é a substância que se

(A) … redução… oxida… agente redutor (B) … redução… reduz… agente oxidante (C) … oxidação… oxida… agente redutor (D) … oxidação… reduz… agente oxidante (C). Dado que o monóxido de carbono, CO, contém o elemento que sofre oxidação, é a substância que se oxida, sendo, por isso, designado espécie redutora (ou agente redutor ). a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

135

s e t s e T


3. Quando se mergulha uma moeda de cobre numa solução de nitrato de prata, AgNO3, verifica-se, ao fim de um dado tempo, a deposição de uma camada metálica sobre a moeda.

3.1. Identifique o constituinte da camada metálica que se deposita sobre a moeda de cobre. Prata metálica. 3.2. Escreva as semiequações de oxidação e de redução associadas à reação descrita. Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 eAg+ aq + 1 e- → A g s 3.3. Das seguintes equações, selecione aquela que traduz a reação de oxidação-redução apresentada. (A) Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+(aq) + Ag(s)

(B) Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

(C) Cu2+(aq) + Ag(s) → Cu(s) + Ag+(s)

(D) Cu2+(aq) + 2 Ag(s) → Cu(s) + 2 Ag+(aq)


8

12

8

(B). Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s) 3.4. Identifique os pares conjugados de oxidação-redução. Cu2+(aq)/Cu(s) e Ag+(aq)/Ag(s)

8

Grupo IV

4. Colocaram-se pequenos pedaços de zinco metálico, Zn, numa solução aquosa de sulfato de cobre(II), CuSO4, e numa solução aquosa de nitrato de magnésio, Mg (NO3)2, de igual concentração. Passado algum tempo, registaram-se as seguintes observações. Solução que contém Mg2 +

Solução que contém Cu2 +

Não houve reação

Formou-se um depósito acastanhado sobre o zinco, apresentando este metal um aspeto bastante corroído. A solução inicial era azul e, no final, ficou praticamente incolor.

4.1. Das seguintes afirmações, selecione a correta. (A) O zinco metálico na presença do catião cobre(II) sofre uma redução. (B) O catião cobre(II) reduz o zinco metálico. (C) O catião cobre(II) é capaz de oxidar o zinco metálico. (D) O catião cobre(II) é oxidado na presença de zinco metálico. (C). O catião cobre(II) é capaz de oxidar o zinco metálico, uma vez que na presença deste sofre redução. 136

8


4.2. Selecione a semiequação química que traduz a redução ocorrida.

8

(A) Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

(B) Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e-

(C) Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s)

(D) Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

(D). Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) 4.3. Compare o poder redutor do zinco com o do cobre.

12

O zinco metálico, na presença do catião cobre (II), Cu2+, é oxidado a Zn2+ e o catião cobre (II) é reduzido a Cu (s). Como a reação observada corresponde à redução do catião cobre (II), conclui-se que o poder redutor do zinco é maior do que o poder redutor do cobre. 4.4. Justifique a não ocorrência de reação química do Zn na presença do catião magnésio.

12

O zinco metálico, na presença do catião magnésio, Mg 2+, não é capaz de sofrer oxidação, pelo que o catião Mg 2+ não pode ser reduzido pelo zinco. A não ocorrência de reação permite concluir que o poder redutor do zinco é menor que o poder redutor do magnésio.

Grupo V

5. Com o objetivo de organizar uma série eletroquímica a partir da reação entre metais e soluções aquosas de sais contendo catiões de outros metais, um grupo de alunos utilizou pequenos pedaços de cobre, ferro, chumbo e zinco e soluções de catiões dos mesmos metais, numa placa de microescala.

Seguiram o seguinte procedimento:

s e t s e T

Etapa 1 - Colocar, em cada concavidade da fila vertical, uma amostra de cada metal. Etapa 2 - Usando pipetas de Pasteur, colocar em cada concavidade da fila horizontal a mesma quantidade de solução aquosa contendo catião cobre(II). Repetir o procedimento para as filas seguintes, com cada uma das

restantes soluções. Etapa 3 - Registar numa tabela a ocorrência, ou não, de reação, passados cerca de 30 minutos.

No quadro seguinte, registam-se algumas observações no final da atividade. Cu Cu2+

Fe

Pb

Zn

1

3

5

4

Ocorre reação

Fe2+


Pb2+


Ocorre reação

Zn2+


2

Ocorre reação Não ocorre reação

5.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase. Não se verifica ocorrência de reação de oxidação-redução no(s) ensaio(s)… a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(A) … 1, 2 e 3.

(B) … 3 e 5.

(C) … 1 e 4.

8

(D) … 2 e 4.

(D). No ensaio 3 verifica-se ocorrência de reação, pois o chumbo, na presença do catião Cu 2+, é oxidado; no ensaio 5 também ocorre reação, pelo facto de o catião cobre (II), Cu2+, oxidar o zinco. 137


5.2. Escreva a equação química que traduz a reação de oxidação-redução do zinco numa solução de nitrato de chumbo(II).

Comece por escrever as semiequações de oxidação e de redução. O zinco metálico, quando mergulhado numa solução de nitrato de chumbo (II), sofre oxidação, enquanto que o catião chumbo(II), Pb2+, é reduzido.


– Semiequação de oxidação Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– Semiequação de redução Pb2+(aq) + 2 e- → Pb(s) – Equação química global Zn(s) + Pb2+(aq) → Pb(s) + Zn2+(aq) 5.3. Compare o poder redutor do ferro com o do chumbo.

12

Fundamente a resposta com base nos resultados do quadro. Da análise do quadro, quando se mergulha a amostra de ferro metálico numa solução contendo catiões chumbo(II), Pb2+, verifica-se a ocorrência de reação, ou seja, o ferro sofre oxidação e o catião chumbo (II) é reduzido. Dado que o ferro é capaz de reduzir o catião chumbo (II), conclui-se que o poder redutor do ferro é maior que o do chumbo. 5.4. Selecione a opção que dispõe os metais por ordem crescente de poder redutor.

8

(A) Cu - Zn - Pb (B) Pb - Cu - Zn (C) Cu - Pb - Zn (D) Zn - Cu - Pb (C). O chumbo sofre oxidação na presença do catião cobre (II), por isso, o poder redutor do chumbo é maior que o poder redutor do cobre. O zinco sofre oxidação na presença do catião chumbo (II), por isso, o poder redutor do zinco é maior que o poder redutor do chumbo. Por ordem crescente de poder redutor pode escrever-se: Cu < Pb < Zn 5.5. Selecione a opção que dispõe os catiões metálicos por ordem crescente de poder oxidante. (A) Zn2+ - Fe2+ - Pb2+ - Cu2+ (B) Fe2+ - Pb2+ - Cu2+ - Zn2+ (C) Pb2+ - Cu2+ - Zn2+ - Fe2+ (D) Cu2+ - Zn2+ - Fe2+ - Pb2+ (A). O catião ferro(II) na presença do zinco metálico é capaz de lhe provocar oxidação, por isso possui maior poder oxidante que o catião zinco. O catião chumbo(II) é capaz de provocar oxidação do ferro metálico, o que permite concluir que o poder oxidante do catião chumbo (II) é maior que o poder oxidante do catião ferro (II). O catião cobre(II) oxida o chumbo metálico, permitindo concluir que o poder oxidante do catião cobre (II) é maior que o poder oxidante do catião chumbo (II). Por ordem crescente de poder oxidante pode escrever-se: Zn2+ < Fe2+ < Pb2+ < Cu2+

138

8

Critérios de correção do Teste de Avaliação 4 Grupo I 1.1. ...................................................................................... 8 pontos (D) 1.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – identificação da reação de oxidação e de redução O zinco metálico, Zn, oxida-se e o catião cobre (II), Cu2+(aq), é reduzido a cobre sólido. Etapa B – equação química da reação Zn(s) + Cu +(aq) → Zn +(aq) + Cu(s) 1.3. ...................................................................................... 8 pontos (C) 1.4. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – causa da alteração da cor Diminuição da concentração do catião Cu 2+. Etapa B – equação química Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

Grupo II 2.1. .................................................................................... 12 pontos Fe2O3(s) + 3 CO(s) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) (+ 3) (- 2)

(+ 2) (- 2)

(0)

(+ 4) (- 2)

2.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – variação dos números de oxidação Dn.o. Fe = 0 - + 3 = - 3 Dn.o. (C) = 4 - (+ 2) = + 2 Etapa B – identificação da espécie que sofre redução Fe2O3 é a espécie que sofre redução, pois possui o elemento que sofre redução - o Fe. 2.3. ...................................................................................... 8 pontos (C)

Grupo III 3.1. ...................................................................................... 8 pontos Prata metálica. 3.2. .................................................................................... 12 pontos Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 eAg+(aq) + 1 e- → Ag(s) 3.3. ...................................................................................... 8 pontos (B) 3.4. ...................................................................................... 8 pontos Cu2+(aq)/Cu(s) Ag+(aq)/Ag(s)

Grupo IV a r o t i d


4.3. .................................................................................... 12 pontos Tópico A – identificação da reação de cada espécie O zinco metálico, na presença do catião cobre (II), Cu2+, é oxidado a Zn2+ e o catião cobre(II) é reduzido a Cu(s). Tópico B – comparação do poder redutor Como a reação observada corresponde à redução do catião cobre(II), conclui-se que o poder redutor do zinco é maior do que o poder redutor do cobre. 4.4. .................................................................................... 12 pontos Tópico A – identificação da reação de cada espécie O zinco metálico, na presença do catião magnésio, Mg 2+, não sofre oxidação (o zinco não é capaz de reduzir o catião Mg2+). Tópico B – comparação do poder redutor A não ocorrência de reação permite concluir que o poder redutor do zinco é menor que o poder redutor do magnésio.

Grupo V 5.1. ...................................................................................... 8 pontos (D) 5.2. .................................................................................... 16 pontos Etapa A – semiequação de oxidação O zinco metálico quando mergulhado numa solução de nitrato de chumbo(II) sofre oxidação, enquanto que o catião chumbo(II), Pb2+, sofre redução. Zn(s) → Zn +(aq) + 2 eEtapa B – semiequação de redução Pb +(aq) + 2 e- → Pb(s) Etapa C – equação química global Zn(s) + Pb +(aq) → Pb(s) + Zn +(aq) 5.3. .................................................................................... 12 pontos Tópico A – identificação da reação de cada espécie Da análise do quadro, verifica-se que quando se mergulha uma amostra de ferro metálico numa solução contendo catiões chumbo(II), Pb2+, ocorre reação, ou seja, o ferro sofre oxidação e o catião chumbo (II) é reduzido. Tópico B – comparação do poder redutor Dado que o ferro é capaz de reduzir o catião chumbo (II), conclui-se que o poder redutor do ferro é maior que o do chumbo. 5.4. ...................................................................................... 8 pontos (C) 5.5. ...................................................................................... 8 pontos (A) TOTAL ........................................................................ 200 pontos

4.1. ...................................................................................... 8 pontos (C) 4.2. ...................................................................................... 8 pontos (D)

139

s e t s e T



Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 5 . 8 5


. 4 . 8 5 . V 3 . 2 5 1 . 2 . 6 5 1


. 1 . 8 5 . 4 . 2 4 1

V I

. 3 . 2 4 1


. 2 . 8 4 . 1 . 8 4 . 4 . 8 3

. 3 . 8 3 I I I . 2 . 2 3 1


. 1 . 8 3 . 3 . 8 2


. I . 2 I 2 2 1 . 1 . 2 2 1 . 4 . 2 1 1

I


. 3 . 8 1 . 2 . 2 1 1 . 1 . 8 1

o p u r G



o n u l A

° . N 1

140


2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3




Cotação

1.1.

12

1.2.

8

1.3.

8

2.1.

12

2.2.

12

Total

SD3. Soluções e equilíbrio de solubilidade

M18 3.1. Mineralização das águas e processo de dissolução

48

M19 3.2. Solubilidade de sais em água

M20 3.3. Equilíbrio químico e solubilidade de sais

M21 3.4. Alteração da solubilidade dos sais

28

2.3.

8

2.4.

16

3.1.

8

3.2.

12

3.3.

8

3.4.

16

3.5.

12

4.1.

8

4.2.

8

4.3.

12

5.1.

8

5.2.

12

56

s e t s e T

28

M22 3.5. Desmineralização de águas e processo de precipitação

AL2.4 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

40

Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água 5.3.1.

8

5.3.2.

12

141

TA



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


Os oceanos têm um papel importante no equilíbrio do dióxido de carbono na atmosfera terrestre devido à capacidade que este composto tem de reagir com os iões presentes na água. Na água do mar, o dióxido de carbono desempenha um papel fundamental no controlo do seu pH. O esquema da figura pretende ilustrar algumas das etapas descritas. Atmosfera

H3O + CO23 +

-

CO2(g)

H3O + HCO3

H2CO3

-

+

CO2(aq) + H2O

-

-

HCO3

Oceano

HCO3

H+ Ca2 + CO32 +

-

H

+

P

Ca2 + CO32 +

o

r

e c

ã

ç u l s o

i p

Sedimento

-

i t a ç

ã o

CaCO3

D i s

1.1. A percentagem, em volume, de dióxido de carbono na atmosfera é apenas cerca de 0,04%. Na água dos oceanos, 12 o CO2 está presente numa concentração máxima de 107 ppmm.

Determine a percentagem em massa (% m/m) de CO2 dissolvido nas águas dos oceanos. Comece por deduzir a relação entre a percentagem em massa e as partes por milhão em massa. 1.2. Selecione a opção que contém a equação química que representa a absorção do dióxido de carbono pela água do 8 oceano e que justifica o seu papel regulador do pH da água. (A) CO2(g) + H2O(L) ⇌ HCO3(aq)

(B) CO2(g) + H2O(L) ⇌ H3CO3(aq)

(C) CO2(g) + H2O(L) ⇌ HCO-3(aq)

(D) CO2(g) + H2O(L) ⇌ H2CO3(aq)


As ligações que se estabelecem entre as moléculas de água e as moléculas de CO 2 são ligações… (A) … dipolo instantâneo-dipolo induzido. (B) … dipolo-dipolo induzido. (C) … por pontes de hidrogénio. (D) … covalentes. 142

8


2. Adicionando gradualmente um composto sólido a um determinado solvente, a temperatura e pressão constantes e sob agitação contínua, verifica-se que a partir de um dado momento o soluto não se dissolve mais.

I

II

III

Num volume de 250 mL de água destilada foi possível dissolver uma massa máxima de 50,0 g de sulfato de cobre(II), CuSO4, à temperatura de 20 °C, sem ocorrer formação de precipitado. 2.1. Indique, justificando, qual das situações I, II ou III pode corresponder ao momento em que se conclui a prepara- 12 ção da solução. 2.2. Determine a solubilidade de CuSO 4 à temperatura de 20 °C, expressa em g/100 g de H2O.

12

2.3. Selecione a opção que contém a expressão numérica que corresponde ao valor da concentração de CuSO4, expressa em mol dm- 3, à temperatura considerada (M (CuSO4) = 159,61 g mol- 1). (A)

50 159,61

(C)

200 159,61

8

159,61 50 159,61 (D) 200 (B)

2.4. Suponha que foram dissolvidos 150 g de sulfato de cobre (II), num balão de 500 mL de água, a 20 °C.

16

Classifique a solução de insaturada ou saturada e determine a massa de CuSO4 que existe em excesso ou que ainda é possível dissolver.

Grupo III

3. A mistura de duas soluções aquosas, de nitrato de prata, AgNO3, e cloreto de sódio, NaCL, conduz à formação de um precipitado de cloreto de prata, AgCL, sal muito pouco solúvel, cujo equilíbrio pode ser traduzido pela seguinte equação química:

AgCL(s) ⇌ Ag+(aq) + CL-(aq) K s (AgCL) = 1,8 * 10- 10, a 25 °C

e M (AgCL) = 143,32 g mol–1

3.1. Selecione a opção que contém a expressão da constante de produto de solubilidade, K s, para o equilíbrio descrito. (A) K s =

[ Ag+ ] e * [ CL- ] e [ AgCL] e

(C) K s = [ Ag+ ] e * [ CL- ] e


(B) K s =

8

[ AgCL] e [ Ag+ ] e * [ CL- ]

e

(D) K s = [ Ag+ ] e + [ CL- ] e

3.2. Comprove, apresentando os cálculos necessários, que o valor da solubilidade do cloreto de prata, expresso em g/dm3, à temperatura considerada, é 1,9 * 10- 3 g dm- 3.

12

3.3. Selecione a opção que representa a massa de AgC L que é possível dissolver em 250 mL de água destilada.

8

" Ks * 143,32 g 250 * 10- 3 " Ks * 250 * 10- 3 (C) m = g 143,32 (A) m =

(B) m =

250 * 10- 3 * 143,32 " Ks

g

(D) m = " Ks * 250 * 10- 3 * 143,32 g 143

s e t s e T


3.4. Determine a massa de AgNO3 que é possível dissolver em 500 mL de uma solução cuja concentração em anião cloreto, CL-, seja igual a 1,0 * 10- 5 mol dm- 3.

16

3.5. Classifique a solução que resulta da mistura de 100 mg de NaCL com 1,0 dm3 de uma solução aquosa, cuja concentração em catião prata é igual a 1,3 * 10- 5 mol dm- 3.

12

Justifique a resposta, estabelecendo a comparação entre os valores de Qs e K s.

Grupo IV

4. Na preparação de 500,0 mL de uma solução saturada de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, verifica-se a deposição de sólido por dissolver, a partir do momento em que é adicionada uma dada quantidade de soluto. M (Mg(OH)2) = 58,32 g mol- 1

e

K s (Mg(OH)2) = 1,5 * 10- 11

4.1. Escreva a equação de dissociação do hidróxido de magnésio.

8

4.2. Selecione a opção que contém a expressão numérica que permite obter o valor da solubilidade, expressa em mol dm- 3, do hidróxido de magnésio.

8

(A) " 1,5 * 10- 11

(B) " 1,5 * 10- 11

3

(C)

Ç 3

1,5 * 10- 11 4

(D)

Ç

1,5 * 10- 11 4

4.3. Suponha que à solução saturada com depósito de hidróxido de magnésio são adicionadas umas gotas de ácido clorídrico concentrado, como mostra a figura.

HC’

?? Solução saturada com depósito Mg(OH) 2

O que será de esperar que aconteça à quantidade de sólido não dissolvido? Justifique, com base no Princípio de Le Châtelier.

144


12


5. Com o objetivo de estudar o efeito da temperatura na solubilidade de um soluto sólido em água, um grupo de alunos realizou uma atividade laboratorial, cumprindo o seguinte procedimento: 1) Colocar 3,35 g de AL2(SO4)3, em 10,0 mL de água, num tubo de ensaio. 2) Mergulhar o tubo de ensaio em banho-maria e registar o valor da temperatura à qual se verifica a dissolução total. 3) Repetir os passos 1 e 2 com massas sucessivamente maiores. 4) Calcular o valor da solubilidade do A L2(SO4)3 a cada temperatura. 5) Construir uma curva de solubilidade com os valores dos ensaios realizados.

Simultaneamente, os alunos construíram uma tabela onde registaram, para cada ensaio, o valor da temperatura a que se verificou a solubilização do sal. Ensaio

Massa de AL2(SO4)3 / g

Volume / mL

Temperatura / °C

1

3,35

10,0

10

2

4,04

10,0

30

3

5,22

10,0

50

4

6,62

10,0

70

5.1. Indique de que forma varia a solubilidade do sulfato de alumínio, AL2(SO4)3, com o aumento da temperatura.

8

5.2. Complete a tabela seguinte, calculando a solubilidade de AL2(SO4)3 para as temperaturas de 10 °C e 70 °C. Ensaio

1

2

3

4

Temperatura (°C)

10

30

50

70

Solubilidade (g/100 g de água)

(A)

40,4

52,2

(B)

rH2O = 1,00

12

s e t s e T

g/mL

5.3. Considere que a quantidade de soluto utilizada no ensaio 4 era dissolvida num volume de 20,0 mL de água destilada. 5.3.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

À temperatura de 70 °C, a solução preparada classifica-se de… (A) … insaturada. (B) … saturada sem soluto sólido por dissolver. (C) … saturada com soluto sólido por dissolver. (D) … diluída. 5.3.2. A solução referida em 5.3. foi arrefecida até uma temperatura de 10 °C.

12

Comprove que ainda é possível dissolver mais soluto e determine a massa que ainda é possível dissolver.


EQ11DP – 10

145

TA



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


Os oceanos têm um papel importante no equilíbrio do dióxido de carbono na atmosfera terrestre devido à capacidade que este composto tem de reagir com os iões presentes na água. Na água do mar, o dióxido de carbono desempenha um papel fundamental no controlo do seu pH. O esquema da figura pretende ilustrar algumas das etapas descritas. Atmosfera

H3O + CO23 +

-

CO2(g)

H3O + HCO3

H2CO3

-

+

CO2(aq) + H2O

-

-

HCO3

Oceano

HCO3

H+ Ca2 + CO32 +

-

H

+

P

Ca2 + CO32 +

o

r

e c

ã

ç u l s o

i p

Sedimento

-

i t a ç

ã o

CaCO3

D i s

1.1. A percentagem, em volume, de dióxido de carbono na atmosfera é apenas cerca de 0,04%. Na água dos oceanos, 12 o CO2 está presente numa concentração máxima de 107 ppmm.

Determine a percentagem em massa (% m/m) de CO2 dissolvido nas águas dos oceanos. Comece por deduzir a relação entre a percentagem em massa e as partes por milhão em massa. Estabelecendo a relação entre ppm m e % (m/m) vem: m

ppmm = m soluto * 106 solução

m

m

% (m/m) = m soluto * 100 = m soluto * 102 solução

ppmm =

solução

msoluto * 102 * 104 ⇔ msolução

ppmm = % (m/m) * 104 ⇔ ppmm ⇔ % (m/m) = 104 ppmm = 107 ppm ppmm 107 % (m/m) = = 4 = 1,07 * 10- 2% 4 10 10 146


1.2. Selecione a opção que contém a equação química que representa a absorção do dióxido de carbono pela água do 8 oceano e que justifica o seu papel regulador do pH da água. (A) CO2(g) + H2O(L) ⇌ HCO3(aq)

(B) CO2(g) + H2O(L) ⇌ H3CO3(aq)

(C) CO2 g + H2O L ⇌ HCO-3 aq

(D) CO2 g + H2O L ⇌ H2CO3 aq

(D). CO2(g) + H2O(L) ⇌ H2CO3(aq) 1.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

As ligações que se estabelecem entre as moléculas de água e as moléculas de CO 2 são ligações… (A) … dipolo instantâneo-dipolo induzido. (B) … dipolo-dipolo induzido. (C) … por pontes de hidrogénio. (D) … covalentes. (B). As ligações que se estabelecem entre as moléculas de água e as moléculas de CO 2 são ligações dipolo-dipolo induzido.

Grupo II

2. Adicionando gradualmente um composto sólido a um determinado solvente, a temperatura e pressão constantes e sob agitação contínua, verifica-se que a partir de um dado momento o soluto não se dissolve mais.

I

II

s e t s e T

III

Num volume de 250 mL de água destilada foi possível dissolver uma massa máxima de 50,0 g de sulfato de cobre(II), CuSO4, à temperatura de 20 °C, sem ocorrer formação de precipitado. 2.1. Indique, justificando, qual das situações I, II ou III pode corresponder ao momento em que se conclui a prepara- 12 ção da solução.

Situação II. Atendo a que deixa de ser possível dissolver mais soluto no volume de água considerada, a solução preparada diz-se de saturada, não existindo sólido por dissolver. Macroscopicamente, constata-se que a solução apresenta a mesma cor que a solução saturada com depósito, ilustrada na situação III. 2.2. Determine a solubilidade de CuSO 4 à temperatura de 20 °C, expressa em g/100 g de H2O. A solubilidade traduz a massa de soluto que é possível dissolver, no máximo, em 100 g de água destilada. Conhecendo a massa de soluto que é possível dissolver em 250 mL de água, é possível calcular a massa de soluto que é possível dissolver em 100 mL de água, de modo a obter uma solução saturada. rH2O = 1,00 g/mL


⇒ 250 mL ⇔ 250 g

r =

12

m ⇔ m = r * V ⇔ m = 1,00 * 250 = 250 g V

50,0 g 250 g ⇔ = x 100 g 50,0 * 100 ⇔ x = = 20,0 g 250 s = 20,0 g 100 gde H2O 147


2.3. Selecione a opção que contém a expressão numérica que corresponde ao valor da concentração de CuSO4, expressa em mol dm- 3, à temperatura considerada (M (CuSO4) = 159,61 g mol- 1). (A)

50 159,61

(C)

200 159,61

(C). 20,0 g

159,61 50 159,61 (D) 200 (B)


100 g 20,0 * 1000 = 200 g ⇔ x = 1000 g 100 200 200 n 159,61 c = = = 1 159,61 V x

=

2.4. Suponha que foram dissolvidos 150 g de sulfato de cobre (II), num balão de 500 mL de água, a 20 °C.

16

Classifique a solução de insaturada ou saturada e determine a massa de CuSO4 que existe em excesso ou que ainda é possível dissolver. A massa se soluto que é possível dissolver nos 500 mL pode ser calculada a partir de: rH2O = 1,00 g/mL

⇒ 500 mL ⇔ 500 g

c

r =

m ⇔ m = r * V ⇔ m = 1,00 * 500 = 500 g V

d

50,0 g 250 g 50,0 * 500 = = 100 g de CuSO4 ⇔ x = x 500 g 250 É possível dissolver 100 g de CuSO 4 em 500 mL e de água. Dado que foram utilizados 150 g de soluto e apenas é possível dissolver 100 g, conclui-se que ficaram por dissolver 50 g de CuSO 4. Assim, a solução encontra-se saturada e existe soluto por dissolver.

Grupo III

3. A mistura de duas soluções aquosas, de nitrato de prata, AgNO3, e cloreto de sódio, NaCL, conduz à formação de um precipitado de cloreto de prata, AgCL, sal muito pouco solúvel, cujo equilíbrio pode ser traduzido pela seguinte equação química:

AgCL(s) ⇌ Ag+(aq) + CL-(aq) K s (AgCL) = 1,8 * 10- 10, a 25 °C

e M (AgCL) = 143,32 g mol–1

3.1. Selecione a opção que contém a expressão da constante de produto de solubilidade, K s, para o equilíbrio descrito. [Ag+ ] e * [CL- ] e (A) K s = [ AgCL] e

(B) K s =

(C) K s = [Ag+ ] e * [CL- ] e

(D) K s = [Ag+ ] e + [CL- ] e

8

[ AgCL] e [ Ag+ ] e * [CL- ]

e

(C). K s =

Ag+ e * CL-

e

3.2. Comprove, apresentando os cálculos necessários, que o valor da solubilidade do cloreto de prata, expresso em g/dm3, à temperatura considerada, é 1,9 * 10- 3 g dm- 3. K s = [Ag+ ] e * [CL- ] e = s * s = s2 ⇔ K s = s2 ⇔ s = " K s ⇔

⇔ s = " 1,8 * 10- 10 ⇔ s = 1,3 * 10- 5 mol dm- 3

Para 1,0 dm3 de solução: n=

m ⇔ M

1,3 * 10- 5 =

s = 1,9 * 10- 3 g/dm3

148

m

143,32

⇔ m = 1,9 * 10- 3 g

12


3.3. Selecione a opção que representa a massa de AgC L que é possível dissolver em 250 mL de água destilada. (A) m =

" Ks * 143,32 g 250 * 10- 3

(B) m =

(C) m =

" Ks * 250 * 10- 3 g 143,32

(D) m = " Ks * 250 * 10- 3 * 143,32 g

250 * 10- 3 * 143,32 " Ks

8

g

(D). n=

m ⇔ m = n * M = s * V * M ⇔ M

⇔ m = " K s * V * M ⇔ ⇔ m = " K s * 250 * 10- 3 * 143,32 g

3.4. Determine a massa de AgNO3 que é possível dissolver em 500 mL de uma solução cuja concentração em anião cloreto, CL-, seja igual a 1,0 * 10- 5 mol dm- 3.

16

K s = [Ag+ ] e * [CL- ] e ⇔

⇔ 1,8 * 10- 10 = [Ag+ ] e * 1,0 * 10- 5 ⇔ ⇔ [ Ag+ ] e =

1,8 * 10- 10 = 1,8 * 10- 5 mol dm- 3 -5 1,0 * 10

A quantidade quantidade química de AgNO 3 a utilizar pode determinar-se a partir de: [ AgNO3 ] = [ Ag+ ] e = 1,8 * 10- 5 mol dm- 3 n (AgNO3) = [Ag+ ] e * V

s e t s e T

n (AgNO3) = 1,8 * 10- 5 * 0,500 = 9,0 * 10- 6 mol

A massa de AgNO 3 que é possível dissolver é obtida por: M (AgNO3) = 169,87 g mol- 1 m ⇔ m = n * M ⇔ M ⇔ m = 9,0 * 10- 6 * 169,87 = 1,5 * 10- 3 g ⇔ n=

⇔ m = 1,5 mg

3.5. Classifique a solução que resulta da mistura de 100 mg de NaCL com 1,0 dm3 de uma solução aquosa, cuja concentração em catião prata é igual a 1,3 * 10- 5 mol dm- 3.

12

Justifique a resposta, estabelecendo a comparação entre os valores de Qs e K s. A concentração do anião cloreto pode determinar-se por: M (NaCL) = 58,44 g mol- 1 m = 100 mg = 100 * 10- 3 g n=

m 100 * 10- 3 = = 1,71 * 10- 3 mol M 58,44 -3

n 1,71 * 10 [ CL ] = = 1,000 V -

= 1,71 * 10- 3 mol dm- 3

Comparando Qs com K s, vem: Q s = [Ag+ ] * [ CL- ] ⇔ a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

⇔ Q s = 1,3 * 10- 5 * 1,71 * 10- 3 = 2,2 * 10- 8

Como Qs > K s , a solução encontra-se saturada com depósito de AgC L por dissolver.

149


4. Na preparação de 500,0 mL de uma solução saturada de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, verifica-se a deposição de sólido por dissolver, a partir do momento em que é adicionada uma dada quantidade de soluto. M (Mg(OH)2) = 58,32 g mol- 1

e

K s (Mg(OH)2) = 1,5 * 10- 11

4.1. Escreva a equação de dissociação do hidróxido de magnésio.


8

Mg(OH)2(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2 OH-(aq) 4.2. Selecione a opção que contém a expressão numérica que permite obter o valor da solubilidade, expressa em mol dm- 3, do hidróxido de magnésio. (A) " 1,5 * 10- 11

(B) " 1,5 * 10- 11

3

(C) (C).

Ç 3

1,5 * 10- 11 4

(D)

2

2

K s = [Mg2+ ] e * [OH- ] e = s * (2 s) ⇔ s =

Å 3

K s

4

⇔ s =

3

Ç

1,5 * 10- 11 4

1,5 * 10- 11 mol dm- 3 4

4.3. Suponha que à solução saturada com depósito de hidróxido de magnésio são adicionadas umas gotas de ácido clorídrico concentrado, como mostra a figura.

HC’

?? Solução saturada com depósito de Mg(OH) 2

O que será de esperar que aconteça à quantidade de sólido não dissolvido? Justifique, com base no Princípio de Le Châtelier. A adição de ácido clorídrico concentrado faz aumentar a concentração de H + e, em consequência, a concentração de OH - irá diminuir: HCL(aq) → H+(aq) + CL-(aq) OH-(aq) + H+(aq) ⇌ H2O(L) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação Mg (OH)2(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2 OH-(aq) irá evoluir no sentido direto, sentido que corresponde à solubilização do hidróxido de magnésio. Assim, a quantidade de sólido não dissolvido irá diminuir. 150

8

12


5. Com o objetivo de estudar o efeito da temperatura na solubilidade de um soluto sólido em água, um grupo de alunos realizou uma atividade laboratorial, cumprindo o seguinte procedimento: 1) Colocar 3,35 g de AL2(SO4)3, em 10,0 mL de água, num tubo de ensaio. 2) Mergulhar o tubo de ensaio em banho-maria e registar o valor da temperatura à qual se verifica a dissolução total. 3) Repetir os passos 1 e 2 com massas sucessivamente maiores. 4) Calcular o valor da solubilidade do A L2(SO4)3 a cada temperatura. 5) Construir uma curva de solubilidade com os valores dos ensaios realizados.

Simultaneamente, os alunos construíram uma tabela onde registaram, para cada ensaio, o valor da temperatura a que se verificou a solubilização do sal. Ensaio

Massa de AL2(SO4)3 / g

Volume / mL

Temperatura / °C

1

3,35

10,0

10

2

4,04

10,0

30

3

5,22

10,0

50

4

6,62

10,0

70

5.1. Indique de que forma varia a solubilidade do sulfato de alumínio, AL2(SO4)3, com o aumento da temperatura. Aumenta com o aumento da temperatura.

8

5.2. Complete a tabela seguinte, calculando a solubilidade de AL2(SO4)3 para as temperaturas de 10 °C e 70 °C. Ensaio

1

2

3

4

Temperatura (°C)

10

30

50

70

,

Solubilidade (g/100 g de água)

rH2O = 1,00

g

, m ⇔ x 100 mL ⇔ x = , g s = 33,5 g 100 g de gua

,

=

40,4

52,2

g

12

s e t s e T

, m ⇔ 100 mL ⇔ x = 66,2 g s = 66,2 g 100 g de gua x

=

g/mL

m ⇔ m = 100 g de H 2O 100 5.3. Considere que a quantidade de soluto utilizada no ensaio 4 era dissolvida num volume de 20,0 mL de água destilada. rH2O = 1,00

g/mL ⇒

r=

m ⇔ V

1,00 =

5.3.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. À temperatura de 70 °C, a solução preparada classifica-se de… (A) … insaturada.

8

(B) … saturada sem soluto sólido por dissolver.

(C) … saturada com soluto sólido por dissolver. (D) … diluída. (A). À temperatura de 70 ºC, a solução preparada classifica-se de insaturada, pois foi dissolvida uma quantidade inferior àquela que é possível dissolver.


12 5.3.2. A solução referida em 5.3. foi arrefecida até uma temperatura de 10 °C. Comprove que ainda é possível dissolver mais soluto e determine a massa que ainda é possível dissolver. A massa de soluto que é possível dissolver a 10 °C pode ser calculada a partir da proporção: 10,0 mL 3,35 g = ⇔ x = 6,70 g x 20,0 mL A massa de soluto que ainda é possível dissolver é obtida pela diferença entre a massa determinada para a solução saturada e a massa de soluto dissolvida nesse volume. m = 6,70 - 6,62 = 0,08 g

151

Critérios de correção do Teste de Avaliação 5 Grupo I 1.1. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – relação entre ppmm e % (m/m) m

ppmm = m soluto * 106 m

m

% (m/m) = m soluto * 100 = m soluto * 102 solução

solução

m ppmm = m soluto * 102 * 104 ⇔ solução ⇔ ppmm = % (m/m) * 10 ⇔

ppmm 104

Etapa B – % (m/m) ppmm = 107 ppm ppmm 107 % (m/m) = = = 1,07 * 10- 2% 104 104 1.2. ...................................................................................... 8 pontos (D) 1.3. ...................................................................................... 8 pontos (B)

Grupo II 2.1. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – identificação da situação Situação II. Etapa B – justificação Atendendo a que deixa de ser possível dissolver mais soluto no volume de água considerada, a solução preparada diz-se saturada, não existindo sólido por dissolver. Macroscopicamente, constata-se que a solução apresenta a mesma cor que a solução saturada com depósito, ilustrada na situação III. 2.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – massa de água A solubilidade traduz a massa de soluto que é possível dissolver, no máximo, em 100 g de água destilada. r =

m ⇔ m = 1,00 * 250 = 250 g V

Etapa B – valor da solubilidade Conhecendo a massa de soluto que é possível dissolver em 250 mL de água, é possível calcular a massa de soluto que é possível dissolver em 100 mL de água, de modo a obter uma solução saturada. m rH O = 1 g/mL ⇒ r = ⇔ m = 1,00 * 250 = 250 g 2

V

50,0 g 250 g = ⇔ x 100 g 50,0 * 100 ⇔ x = = 20 ⇔ 250 s = 20,0 g/100 g de H2O 2.3. ...................................................................................... 8 pontos (C)

152

V

2

solução

⇔ % (m/m) =

2.4. .................................................................................... 16 pontos Etapa A – massa de soluto que é possível dissolver nos 500 mL m rH O = 1 g/mL ⇒ r = ⇔ m = 1,00 * 500 = 500 g 50,0 g 250 g = ⇔ x 500 g 50,0 * 500 ⇔ x = = 100 gde CuSO4 250 É possível dissolver 100 g de CuSO 4 em 500 mL de água Etapa B – comparação da massa utilizada e que é possível dissolver Dado que foram utilizados 150 g de soluto e apenas é possível dissolver 100 g, conclui-se que ficam por dissolver 50 g de CuSO4. Etapa C – conclusão A solução encontra-se saturada e existe soluto por dissolver.

Grupo III 3.1. ...................................................................................... 8 pontos (C) 3.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – valor da solubilidade K s = [Ag+ ] e * [CL- ] e = s * s = s ⇔ ⇔ K s = s2 ⇔ s =

K s ⇔

⇔ s = " 1,8 * 10

⇔

- 10

-5

⇔ s = 1,3 * 10 mol dm- 3

Etapa B – concentração mássica cm =

m n*M ⇔ cm = ⇔ cm = c * M ⇔ V V

⇔ cm = 1,3 * 10- 5 * 143,32 ⇔ cm = 1,9 * 10- 3 g dm- 3

3.3. ...................................................................................... 8 pontos (D) 3.4. .................................................................................... 16 pontos Etapa A – concentração de Ag + K s = [Ag+ ] e * [CL- ] e ⇔ ⇔ 1,8 * 10- = [Ag+ ] e * 1,0 * 10- ⇔ 1,8 * 10⇔ [ Ag+ ] e = = 1,8 * 10- 5 mol dm- 3 1,0 * 10- 5 Etapa B – quantidade química de AgNO3 [ AgNO3 ] = [ Ag+ ] e = 1,8 * 10- mol dmn AgNO3 = [ Ag+ ] e * V n (AgNO3) = 1,8 * 10- 5 * 0,500 = 9,0 * 10- 6 mol Etapa C – massa de AgNO3 que é possível dissolver M (AgNO3) = 169,87 gmoln=

m ⇔m=n*M⇔ M

⇔ m = 9,0 * 10- 6 * 169,87 = 1,5 * 10- 3 g = 1,5 mg


3.5. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – concentração do anião cloreto M(NaCL) = 58,44 g molm = 100 mg = 100 * 10- g m 100 * 10n = = = 1,71 * 10- 3 mol M 58,44 n 1,71 * 10 [ CL- ] = = = 1,71 * 10- 3 mol dm- 3 V 1,000 Etapa B – comparação de Qs com K s Qs = [Ag+ ] * [ CL- ] ⇔ ⇔ Qs = 1,3 * 10- * 1,71 * 10- = 2,2 * 10Como Qs > K s , a solução está saturada e há formação de precipitado.

Grupo IV

Grupo V 5.1. ...................................................................................... 8 pontos Aumenta com o aumento da temperatura. 5.2. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – massa de solução rH2O =

m ⇔ m = rH2O * V ⇔ m = 1,00 * 100 ⇔ m = 100 g V

Etapa B – preenchimento do quadro 1

Ensaio

3,35 g

10,0 mL

= x 100 mL Solubilidade x = 33,5 g (g/100 g de água) s = 33,5 g/100 g

de água

4

6,62 g

10,0 mL

= x 100 mL x = 66,2 g s = 66,2 g/100 g

de água

4.1. ...................................................................................... 8 pontos Mg OH 2 s ⇌ Mg + aq + 2 OH- aq

5.3.1. .................................................................................... 8 pontos (A)

4.2. ...................................................................................... 8 pontos (C)

5.3.2. ................................................................................. 12 pontos Etapa A – massa de soluto que é possível dissolver a 10 °C 10,0 mL 3,35 g = ⇔ x 20,0 mL ⇔ x = 6,70 g

4.3. .................................................................................... 12 pontos Tópico A – reação do catião H+ do ácido com OH- do hidróxido A adição de ácido clorídrico concentrado faz aumentar a concentração de H+ e, em consequência, a concentração de OH- irá diminuir: HCL(aq) → H+(aq) + CL-(aq) OH- aq + H+ aq → H2O L

Etapa B – massa de soluto que ainda é possível dissolver m= , - , = , g TOTAL ........................................................................ 200 pontos

Tópico B – conclusão De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o sistema irá evoluir no sentido direto, sentido que corresponde à solubilização do hidróxido de magnésio, com base na equação Mg(OH)2(s) ⇌ Mg + (aq) + 2 OH-(aq). Assim, a quantidade de sólido não dissolvido irá diminuir.


153

s e t s e T



Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 2 . 2 3 . 1 5 . 1 . 8 3 . 5 V . 2 . 2 5 1


. 1 . 8 5


. 3 . 2 4 1 . 2 V . 8 I 4 . 1 . 8 4


. 5 . 2 3 1 . 4 . 6 3 1 . I 3 I . 8 I 3


. 2 . 2 3 1 . 1 . 8 3 . 4 . 6 2 1

I I


. 3 . 8 2 . 2 . 2 2 1 . 1 . 2 2 1


. 3 . 8 1 . I 2 . 8 1 . 1 . 2 1 1 o p u r G



o n u l A

° . N 1

154


2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3



Matriz do Teste de Avaliação Global 2 Domínio 2 Reações em sistemas aquosos Item

Cotação

M8 1.1. Ácidos e bases

1.1.

8


1.2.

8


1.3.

8

1.4.

16

1.5.

12

2.1.

8

2.2.1.

12


2.2.2.

8


2.2.3.

12

Total

SD1. Reações ácido-base



e força relativa de ácidos e de bases M13 1.6. Titulação ácido-base

92

SD2. Reações de oxidação redução 3.1.

8

3.2.

8

3.3.

8

3.4.

8

3.5.

8

4.1.

8

4.2.

12

s e t s e T

M16 2.1. Caracterização das reações de oxidação-redução

40

M17 2.2. Força relativa de oxidantes e redutores

SD3. Soluções e equilíbrio de solubilidade M18 3.1. Mineralização das águas e processo de dissolução M19 3.2. Solubilidade de sais em água

40

M20 3.3. Equilíbrio químico e solubilidade de sais M21 3.4. Alteração da solubilidade dos sais M22 3.5. Desmineralização de águas e processo de precipitação


AL2.1

Constante de acidez

4.3.

8

4.4.

12

5.1.

8

5.2.

8

5.3.

12

28

155

TG



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


O pH de uma solução é uma medida da sua acidez. À temperatura de 25 °C, uma solução aquosa com um valor de pH inferior a 7 é ácida, enquanto que acima de 7 é básica. Geralmente pensa-se que a água é neutra, o que significa que o seu pH será equivalente a 7, não sendo nem ácida nem básica. Contudo, tal só é verdade para a água pura e apenas a uma determinada temperatura, pois variações de temperatura alteram o seu valor de pH. No quadro seguinte apresentam-se valores do pH da água pura, a diferentes temperaturas. T / °C

0

10

20

25

30

40

50

100

pH

7,5

7,3

7,1

7,0

6,9

6,8

6,6

6,1

1.1. Escreva a equação que traduz a autoprotólise da água.

8

1.2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a constante de autoprotólise da água.

8

(A)

[ H2O ] e +

[ H3O ] e * [ OH- ] e

(B) [ H3O+ ] e * [ OH- ] e (C) H3O+ e + OH-

H3O+ e * OH(D) [ H2O ] e

e e


8

Uma amostra de água pura, à temperatura de 50 °C, é… (A) … ácida. (B) … básica. (C) … neutra. (D) … alcalina. 1.4. Determine o valor da constante de autoprotólise da água às temperaturas de 0 °C e 100 °C e classifique o processo de endotérmico ou exotérmico.

16

1.5. Uma solução aquosa, à temperatura de 50 °C, apresenta uma concentração de anião hidróxido de [ OH- ] e = 1,0 * 10- 6 mol dm- 3. Calcule o valor da concentração de iões H3O+ na solução em causa.

12

Comece por calcular o valor da constante de autoprotólise da água à temperatura considerada. 156

Teste de Avaliação Global 2 Grupo II

2. O rótulo de um produto de limpeza, de uso doméstico, indica a presença de 4,26 * 10- 2 g de amoníaco, NH3, por cada litro do produto.

A ionização do amoníaco ocorre de acordo com a seguinte equação química: NH3 aq + H2O L ⇌ NH+4 aq + OH- aq 2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a concentração inicial de amoníaco em solução (M (NH3) = 17,03 g mol- 1). 4,26 * 10- 2 * 17,03 (A) mol/L 1 4,26 * 10- 2 17,03 (B) mol/L 1 4,26 * 10- 2 (C) * 1 mol/L 17,03 1 (D) mol/L 4,26 * 10- 2 17,03

a

b

a

b

a

b

8

2.2. Uma análise de 250 mL de uma amostra da solução em estudo indica a presença de 2,5 * 10- 5 mol de NH+4. 2.2.1. Determine o grau de ionização do amoníaco naquelas condições.

12

2.2.2. Indique a opção que indica o valor do pH da solução. (A) 10

(B) 4,0

8

(C) 9,4

(D) 4,6

2.2.3. Determine o valor da constante de equilíbrio do amoníaco à temperatura a que a análise foi efetuada.

12

Grupo III

3. A figura seguinte representa duas barras de ferro mergulhadas numa solução aquosa de nitrato de zinco e numa solução aquosa de nitrato de chumbo. Verifica-se a ocorrência de reação química apenas na situação (II). Fe

Fe

Zn(NO3)2

Pb(NO3)2

(I)

(II)


Relativamente à situação (II), o ferro sofre

e o catião chumbo(II)

8

.

(A) … redução … oxida-se (B) … redução … reduz-se a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(C) … oxidação … oxida-se (D) … oxidação … reduz-se

157

s e t s e T


3.2. Das seguintes afirmações, selecione a correta.

8

(A) O poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Zn.


(B) O poder redutor do Pb é maior do que o poder redutor do Zn. (C) O poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Pb. (D) O poder redutor do Pb é maior do que o poder redutor do Fe. 3.3. Apresente a equação química que traduz a reação que ocorre na situação (II).

8

3.4. Das seguintes opções, selecione a que ordena os catiões Fe2+, Pb2+ e Zn2+ por ordem crescente de poder oxidante.

8

(A) Zn2 + - Pb2 + - Fe2 + (B) Fe2 + - Pb2 + - Zn2 + (C) Pb2 + - Zn2 + - Fe2 + (D) Zn2 + - Fe2 + - Pb2 + 3.5. Escreva os pares conjugados de oxidação-redução associados à situação (II).

8

Grupo IV

4. Ao dissolver um soluto num solvente pode obter-se uma solução saturada ou insaturada, dependendo da quantidade de soluto utilizada.

A figura seguinte representa três ensaios, (I), (II) e (III), nos quais são utilizadas diferentes quantidades de sulfato de cobre penta-hidratado em 50 mL de água destilada. Dados: rágua = 1,00 g/mL e M (CuSO4.5 H2O) = 249,68 g mol- 1 (I)

0,40 g

(II)

0,60 g

(III)

0,80 g

Atendendo a que o rótulo do reagente indica que a solubilidade do sal é 10,4 g/L de água, a 18 °C. 4.1. Selecione a expressão que permite determinar a solubilidade, expressa em g/100 g de água.

10,4 * 100 1000 10,4 * 100 (B) 1,0 10,4 * 1,00 (C) 100 10,4 * 1000 (D) 100 (A)

158

8


4.2. Classifique a solução (I) de insaturada, saturada ou saturada com sólido por dissolver.

12

Apresente todos os cálculos que tiver de efetuar. 4.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Na solução (I)

8

de soluto e na solução (III)

de soluto.

(A) … existem 0,12 g por dissolver… existem 0,28 g por dissolver (B) … existem 0,12 g por dissolver… é possível dissolver 0,28 g (C) … é possível dissolver 0,12 g… existe 0,28 g por dissolver (D) … é possível dissolver 0,12 g… é possível dissolver 0,28 g 4.4. Exprima a concentração da solução saturada de sulfato de cobre penta-hidratado em mol/dm3.

12

Apresente o resultado com o número correto de algarismos significativos.

Grupo V

5. Com o objetivo de determinar o valor da constante de acidez do ácido acético, um grupo de alunos utilizou 50 mL desta solução aquosa, de concentração 0,100 mol dm- 3.

Após a colocação da solução preparada num Erlenmeyer, os alunos mediram o valor do pH da solução e recolheram os dados que constam da tabela seguinte.

s e t s e T

2,88

Volume da solução concentrada (mL)

Incerteza inscrita na bureta (mL)

Valor do pH da solução diluída

50,00

± 0,04

2,88

5.1. Apresente o resultado da medição do pH da solução de ácido acético.

8

5.2. Selecione a expressão que permite determinar o valor de [ CH3COOH] e .

8

(A) 10- 2,88 mol dm- 3 (B) (0,100 - 10- 2,88) mol dm- 3 (C) 0,100 * 10- 2,88 mol dm- 3 - 2,88 (D) 10 mol dm- 3 0,100 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

5.3. Calcule o valor da constante de acidez, K a, para o ácido acético à temperatura do laboratório.

12

159

TG



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


O pH de uma solução é uma medida da sua acidez. À temperatura de 25 °C, uma solução aquosa com um valor de pH inferior a 7 é ácida, enquanto que acima de 7 é básica. Geralmente pensa-se que a água é neutra, o que significa que o seu pH será equivalente a 7, não sendo nem ácida nem básica. Contudo, tal só é verdade para a água pura e apenas a uma determinada temperatura, pois variações de temperatura alteram o seu valor de pH. No quadro seguinte apresentam-se valores do pH da água pura, a diferentes temperaturas. T / °C

0

10

20

25

30

40

50

100

pH

7,5

7,3

7,1

7,0

6,9

6,8

6,6

6,1

1.1. Escreva a equação que traduz a autoprotólise da água.

8

2 H2O(L) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq) 1.2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a constante de autoprotólise da água. (A)

H2O

8

e

+

[ H3O ] e * [ OH- ] e

(B) H3O+ e * OH-

e

(C) [ H3O+ ] e + [ OH- ] e (D)

[ H3O+ ] e * [ OH- ] e [ H2O ] e

(B). +

-

K w = [ H3O ] e * [ OH ] e


Uma amostra de água pura, à temperatura de 50 °C, é… (A) … ácida. (B) … básica. (C) … neutra. (D) … alcalina. (C). Uma amostra de água pura, a qualquer temperatura, é neutra. 160

8


1.4. Determine o valor da constante de autoprotólise da água às temperaturas de 0 °C e 100 °C e classifique o processo de endotérmico ou exotérmico.

16

pH = - log [ H3O+ ] e ⇔ [ H3O+ ] e = 10- pH [ H3O+ ] 0 °C = 10- 7,5 = 3,2 * 10- 8 mol dm- 3 [ H3O+ ] 100 °C = 10- 6,1 = 7,9 * 10- 7 mol dm- 3 Tratando-se de água pura, [ H3O+ ] e = [ OH- ] e [ H3O+ ] 0 °C = [ OH- ] 0 °C = 3,2 * 10- 8 mol dm- 3 [ H3O+ ] 100 °C = [ OH- ] 100 °C = 7,9 * 10- 7 mol dm- 3 2 K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e = (3,2 * 10- 8) = 1,0 * 10- 15 2 K w = (7,9 * 10- 7) = 6,2 * 10- 13 0 °C

100 °C

Como o valor de K w aumenta com o aumento da temperatura, conclui-se que a autoprotólise da água é endotérmica. 1.5. Uma solução aquosa, à temperatura de 50 °C, apresenta uma concentração de anião hidróxido de [ OH- ] e = 1,0 * 10- 6 mol dm- 3. Calcule o valor da concentração de iões H 3O+ na solução em causa.

12

Comece por calcular o valor da constante de autoprotólise da água à temperatura considerada. O valor de K w a 50 °C pode determinar-se a partir do conhecimento dos valores das concentrações dos iões hidrónio e hidróxido. [ H3O+ ] e = 10- 6,6 = 2,5 * 10- 7 mol dm- 3 [ OH- ] e = [ H3O+ ] e = 2,5 * 10- 7 mol dm- 3 2 K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e = (2,5 * 10- 7) = 6,2 * 10- 14 Conhecida a constante de autoprotólise da água, à temperatura considerada, é possível calcular a concentração do ião hidrónio: K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e ⇔ 6,2 * 10- 14 = [ H3O+ ] e * 1,0 * 10- 6 ⇔ 6,2 * 10- 14 ⇔ [ H3O+ ] e = = 6,2 * 10- 8 mol dm- 3 1,0 * 10- 6

s e t s e T

Grupo II

2. O rótulo de um produto de limpeza, de uso doméstico, indica a presença de 4,26 * 10- 2 g de amoníaco, NH3, por cada litro do produto. A ionização do amoníaco ocorre de acordo com a seguinte equação química: NH3(aq) + H2O(L) ⇌ NH+4(aq) + OH-(aq)


2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a concentração inicial de amoníaco em solução (M (NH3) = 17,03 g mol- 1). 4,26 * 10- 2 * 17,03 (A) mol/L 1 4,26 * 10- 2 17,03 (B) mol/L 1 4,26 * 10- 2 (C) * 1 mol/L 17,03 1 (D) mol/L 4,26 * 10- 2 17,03 (B).

a

b

a

b

a

b

n c = = V V EQ11DP – 11

4,26 * 10- 2 17,03 mol/L = 1

ab a m M

8

b

161


2.2. Uma análise de 250 mL de uma amostra da solução em estudo indica a presença de 2,5 * 10- 5 mol de NH+4. 2.2.1. Determine o grau de ionização do amoníaco naquelas condições.

Calculando a quantidade dissolvida vem: 4,26 * 10- 2 ndissolvido = = 2,5 * 10- 3 mol 17,03 e a quantidade ionizada: 2,5 * 10- 5 mol 0,250 dm3 = ⇔ x 1,000 dm3

12


⇔ x = 1,0 * 10- 4 mol

É possível calcular o grau de ionização: a (%) =

nionizado * 100 ⇔ ndissolvido

⇔ a (%) =

1,0 * 10- 4 * 100 = 4,0% 2,5 * 10- 3

2.2.2. Indique a opção que indica o valor do pH da solução.

8

(A) 10

(B) 4,0

(C) 9,4

(D) 4,6

(A). [ OH- ] e = [ NH+4 ] e = 1,0 * 10- 4 mol dm- 3 pOH = - log [ OH- ] e = - log (1,0 * 10- 4) = 4,0 pH + pOH = 14 ⇔ ⇔ pH = 14 - pOH = 14 - 4,0 = 10 2.2.3. Determine o valor da constante de equilíbrio do amoníaco à temperatura a que a análise foi efetuada.

NH3(aq) + H2O(L) ⇌ NH+4(aq) + OH-(aq) 2,5 * 10- 3 – – cinício/mol dm- 3 - 3 - 3 cequil./mol dm x x 2,5 * 10 - x -3 -4 -4 (2,5 * 10 - 1,0 * 10 ) (1,0 * 10 ) (1,0 * 10- 4) Conhecida a composição do sistema no estado de equilíbrio é possível calcular a constante de equilíbrio: [ NH+4 ] e * [ OH- ] e K c = ⇔ [ NH3 ] e 1,0 * 10- * 1,0 * 10 = 4,2 * 10- 6 ⇔ K c = -3 -4 2,5 * 10 - 1,0 * 10

Grupo III

3. A figura seguinte representa duas barras de ferro mergulhadas numa solução aquosa de nitrato de zinco e numa solução aquosa de nitrato de chumbo. Verifica-se a ocorrência de reação química apenas na situação (II).

162

Fe

Fe

Zn(NO3)2

Pb(NO3)2

(I)

(II)

12

Teste T este de Avaliação Global 2

3.1. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente corretamente a frase seguinte.

Relativamente à situação (II), o ferro sofre (A) … redução … oxida-se

e o catião chumbo(II) (B) … redução … reduz-se

(C) … oxidação … oxida-se

8

.

(D) … oxidação … reduz-se

(D). Relativamente à situação (II), o ferro sofre oxidação [ Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e- ] e o catião chumbo (II) reduz-se [ Pb2+(aq) + 2 e- → Pb(s)] . 3.2. Das seguintes afirmações, selecione a correta.

8

(A) O poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Zn. (B) O poder redutor do Pb é maior do que o poder redutor do Zn. (C) O poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Pb. (D) O poder redutor do Pb é maior do que o poder redutor do Fe. (C). Dado que o ferro sofre oxidação e o catião chumbo (II) se reduz, o poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Pb. 3.3. Apresente a equação química que traduz a reação que ocorre na situação (II). Fe(s) + Pb2+(aq) → Pb(s) + Fe2+(aq)

8

3.4. Das seguintes opções, selecione a que ordena os catiões Fe 2+, Pb2+ e Zn2+ por ordem crescente de poder oxidante.

8

(A) Zn2 + - Pb2 + - Fe2 +

(B) Fe2 + - Pb2 + - Zn2 +

(C) Pb2 + - Zn2 + - Fe2 +

(D) Zn2 + - Fe2 + - Pb2 +

(D). O poder oxidante do catião ferro (II), Fe2+, é menor que o poder oxidante do catião chumbo (II), Pb2+, pois o catião chumbo(II) é capaz de oxidar ferro. O poder oxidante do catião zinco, Zn 2+, é menor que o poder oxidante do catião ferro(II), pois o catião zinco não oxida o ferro metálico. Assim, por ordem crescente de poder oxidante vem: Zn 2+ < Fe2+ < Pb2+ 3.5. Escreva os pares conjugados de oxidação-r oxidação-redução edução associados à situação (II).

8

Fe2+(aq)/Fe(s) e Pb2+(aq)/Pb(s)

Grupo IV

4. Ao dissolver um soluto num solvente s olvente pode obter-se uma solução saturada ou insaturada, dependendo da quantidade de soluto utilizada. A figura seguinte representa três ensaios, (I), (II) e (III), nos quais são utilizadas diferentes quantidades de sulfato de cobre penta-hidratado penta-hidratado em 50 mL de água destilada.

Dados: rágua = 1,00 g/mL e M (CuSO4.5 H2O) = 249,68 g mol- 1 (I)


0,40 g

(II)

0,60 g

s e t s e T

(III)

0,80 g

163

Teste T este de Avaliação Global 2

Atendendo a que o rótulo do reagente indica indica que a solubilidade do sal é 10,4 g/L de água, a 18 °C. 4.1. Selecione a expressão que permite determinar a solubilidade, expressa em g/100 g de água.

10,4 * 100 1000 10,4 * 1,00 (C) 100

8

10,4 * 100 1,0 10,4 * 1000 (D) 100

(A)

(B)


(A). r =

m ⇔ m = 1,00 * 1000 = 1000 g V

10,4 g 1000 g 10,4 * 100 = ⇔ x = x 100 g 1000 4.2. Classifique a solução (I) de insaturada, saturada ou saturada s aturada com sólido por dissolv dissolver er..

12

Apresente todos os cálculos que tiver de efetuar. A massa que é possível dissolver nos 50 mL de água é: 10,4 g 1000 mL ⇔ = x 50 mL 10,4 * 50 ⇔ x = = 0,52 g 1000 Como é possível dissolver 0,52 g de soluto nos 50 mL de água destilada, e tendo-se dissolvido apenas 0,40 g, conclui-see que a solução (I) encontra-se insaturada. conclui-s 4.3. Selecione a opção que completa corretamente corretamente a frase seguinte.

Na solução (I)

de soluto e na solução (III)

8

de soluto.

(A) … existem 0,12 g por dissolver… existem 0,28 g por dissolver (B) … existem 0,12 g por dissolver… é possível dissolver 0,28 g (C) … é possível dissolver 0,12 g… existe 0,28 g por dissolver (D) … é possível dissolver 0,12 g… é possível dissolver dissolver 0,28 g (C). 1,04 g 100 mL = ⇔ x 50 mL 1,04 * 50 = 0,52 g ⇔ x = 100 Na situação (I), foram adicionados 0,40 g e é possível dissolver 0,52 g. Assim, na situação (I) ainda é possível dissolver 0,52 - 0,40 = 0,12 g de soluto. Na situação (III), foram adicionados 0,80 g e sendo possível dissolver apenas 0,52 g, ficarão por dissolver 0,80 - 0,52 = 0,28 g de soluto. 4.4. Exprima a concentração da solução saturada de sulfato de cobre penta-hidratado em mol/dm 3.

Apresente o resultado com o número correto de algarismos significativos. A massa de soluto que é possível dissolver em 1,00 L de água é: s = 10,4 g/ g/L m = 10,4 * 1,00 = 10,4 g

A quantidade de soluto é obtida pela relação: 10,4 m n = = = 4,16 * 10- 2 mol M 249,68 A concentração da solução é: -2 n 4,16 * 10 c = = = 4,16 * 10- 2 mol dm- 3 1,00 V 164

12

Teste T este de Avaliação Global 2 Grupo V

5. Com o objetivo de determinar o valor da constante de acidez do ácido acético, um grupo de alunos utilizou 50 mL desta solução aquosa, de concentração 0,100 mol dm- 3.

Após a colocação da solução preparada num Erlenmeyer, os alunos mediram o valor do pH da solução e recolheram os dados que constam da tabela seguinte.

2,8 2, 88

Volume da solução concentrada (mL)

Incerteza inscrita na bureta (mL)

Valor do pH da solução diluída

50,00

± 0 0,,04

2,88

5.1. Apresente o resultado da medição do pH da solução de ácido acético.

8

pH = 2,88 ± 0,01 5.2. Selecione a expressão que permite determinar o valor de [ CH3COOH ] e .

8

(A) 10- 2,88 mol dm- 3 (B) (0,100 - 10- 2,88) mol dm- 3 (C) 0,100 * 10- 2,88 mol dm- 3 - 2,88 (D) 10 mol dm- 3 0,100 (B). cinício/mol dm- 3 cequil./mol dm- 3

CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) 0,100 – – 0,100 - x x x

pH = - log [ H3O+ ] e x = [ H3O+ ] e = 10- pH = 10- 2,88 [ CH3COOH ] e = 0,100 - 10- 2,88 mol dm- 3 5.3. Calcule o valor da constante de acidez, K a, para o ácido acético à temperatura do laboratório. cinício/mol dm- 3 cequil./mol dm- 3

12

CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) 0,100 – – 0,100 - x x x

pH = - log H3O+ e x = [ H3O+ ] e = 10- pH = 10- 2,88 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Conhecida a concentração de todos os componentes do sistema, é possível determinar a constante de acidez: [ CH3COO- ] e * [ OH- ] e 10- 2,88 * 10- 2,88 ⇔ K a = = [ CH3COOH ] e 0,100 - 10- 2,88 ⇔ K a = 1,76 * 10- 5 165

s e t s e T

Critérios de correção do Teste de Avaliação Global 2 Grupo I 1.1. ...................................................................................... 8 pontos 2 H2O(L) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq) 1.2. ...................................................................................... 8 pontos (B) 1.3. ...................................................................................... 8 pontos (C) 1.4. .................................................................................... 16 pontos Etapa A – valor de [ H3O+ ] a 0 °C e a 100 °C pH = - log [ H3O+ ] e ⇔ [ H3O+ ] e = 10- pH [ H3O+ ] 0 °C = 10- 7,5 = 3,2 * 10- 8 mol moldm dm- 3 [ H3O+ ] 100 °C = 10- , = 7,9 * 10- mol moldm dm-

Etapa B – valor de K w a 0 °C e a 100 °C Tratando-se Tratandose de água pura, [ H3O+ ] e = [ OH- ] e. [ H3O+ ] 0 °C = [ OH- ] 0 °C = 3,2 * 10- 8 mol moldm dm- 3 [ H3O+ ] 100 °C = [ OH- ] 100 °C = 7,9 * 10- mol dmK w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e = (3,2 * 10- ) = 1,0 * 10K w = (7,9 * 10- 7) = 6,2 * 10- 13 0 °C

100 °C

Etapa C – conclusão Como o valor de K w aumenta com o aumento da temperatura, conclui-se que a autoprotólise da água é endotérmica. 1.5. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – valor de K w a 50 °C [ H3O+ ] e = 10- 6,6 = 2,5 * 10- 7 mol dm- 3 [ OH- ] e = [ H3O+ ] e = 2,5 * 10- 7 mol moldm dm- 3 K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e = (2,5 * 10- 7) = 6,2 * 10- 14 Etapa B – valor de [ H3O+ ] K w = [ H3O+ ] e * [ OH- ] e ⇔ ⇔ 6,2 * 10- 14 = [ H3O+ ] e * 1,0 * 10- 6 ⇔ 6,2 * 10⇔ [ H3O+ ] e = = 6,2 * 10- 8 mol dm- 3 1,0 * 10- 6

Grupo II 2.1. ...................................................................................... 8 pontos (B) 2.2.1. ............................. .............................................................. ..................................................... .................... 12 pontos Etapa A – nionizado e ndissolvido 4,26 * 10ndissolvido = = 2,5 * 10- 3 mol 17,03 nionizado = ? 2,5 * 10- 5 mol 0,250 dm3 = ⇔ x 1,000 dm3 ⇔ x = 1,0 * 10- mol Etapa B – grau de ionização a (%) =

nionizado * 100 ⇔ ndissolvido

⇔ a (%) =

166

1,0 * 10- 4 * 100 = 4,0% 2,5 * 10- 3

2.2.2. ................................. .................................................................. .................................................. ................. 8 pontos (A) 2.2.3. ................................. .................................................................. ................................................ ............... 12 pontos Etapa A – caracterização do estado de equilíbrio NH3 aq + H2O L ⇌ NH+4 aq + OH- aq cinício/mol dm- 3 2,5 * 10- 3 – – - 3 - 3 cequil./mol dm 2,5 * 10 - x x x 2,5 * 10 - 1,0 * 10 1,0 * 10 1,0 * 10-

Etapa B – valor de K c [ NH+4 ] e * [ OH- ] e K c = ⇔ [ NH3 ] e 1,0 * 10- * 1,0 * 10⇔ 2,5 * 10- 3 - 1,0 * 10- 4 ⇔ K c = 4,2 * 10⇔ K c =

Grupo III 3.1. ...................................................................................... 8 pontos (D) 3.2. ................................................................ ...................................................................................... ...................... 8 pontos (C) 3.3. ................................................................ ...................................................................................... ...................... 8 pontos + + Fe(s) + Pb (aq) → Pb(s) + Fe (aq) 3.4. ................................................................ ...................................................................................... ...................... 8 pontos (D) 3.5. ................................................................ ...................................................................................... ...................... 8 pontos 2+ 2+ Fe (aq)/Fe(s) e Pb (aq)/Pb(s)

Grupo IV 4.1. ...................................................................................... 8 pontos (A) 4.2. ................................................................ .................................................................................... .................... 12 pontos Etapa A – massa que é possível dissolver nos 50 mL de água 10,4 g 1000 mL = ⇔ x 50 mL 10,4 * 50 ⇔ x = = 0,52 g 1000

Etapa B – classificação da solução Como é possível dissolver 0,52 g de soluto nos 50 mL de água destilada, e tendo-se dissolvido apenas 0,40 g, conclui-se que a solução (I) encontra-se insaturada. 4.3. ............................................................... ...................................................................................... ....................... 8 pontos (C)


4.4. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – massa de soluto que é possível dissolver em 1000 mL de água s = 10,4 g/L m = 10,4 * 1,00 = 10,4 g Etapa B – quantidade de soluto (mol) 10,4 m n = = = 4,16 * 10- 2 mol M 249,68 -2 n 4,16 * 10 c = = = 4,16 * 10- 2 moldm- 3 V 1,00

Grupo V 5.1. ...................................................................................... 8 pontos pH = 2,88 ± 0,01 5.2. ...................................................................................... 8 pontos

5.3. .................................................................................... 12 pontos Etapa A – determinação da concentração dos componentes no estado de equilíbrio CH3COOH(aq) + H2O (L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) cinício/mol dm- 3 0,100 – – - 3 cequil./mol dm 0,100 - x x x

pH = - log [ H3O+ ] e x = [ H3O+ ] e = 10- pH = 10- 2,88 Etapa B – valor de K a [ CH3COO- ] e * [ OH- ] e 10- 2,88 * 10- 2,88 ⇔ K a = ⇔ K a = [ CH3COOH ] e 0,100 - 10- 2,88 ⇔ K a = 1,76 * 10TOTAL ........................................................................ 200 pontos

(B)

s e t s e T


167


Grelha de classificação do Teste de Avaliação Global 2 Turma: 11.°

Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 3 . 2 5 1 . V 2 . 8 5 . 1 . 8 5 . 4 . 2 4 1

s a v i t a g e n e d % s a v i t i s o p e d %

. 3 . 8 4 V I . 2 . 2 4 1 1 . 4 8

I I I

I I

. 5 . 8 3 . 4 . 8 3 . 3 . 8 3 . 2 . 8 3 . 1 . 8 3 3 . 2 2 . 1 2 2 . 2 . 8 2 1 . 2 2 . 1 2 . 1 . 8 2 . 5 . 2 1 1

s a v i t a g e n e d ° . N s a v i t i s o p e d ° . N a x i a b s i a m a t o N

. 4 . 6 1 1 . I 3 . 8 1 . 2 . 8 1 . 1 . 8 1 o p u r G

a d a v e l e s i a m a t o N s a t o n s a d a i d é M


o n u l A

° . N 1

168


2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3



Matriz do Teste de Avaliação Global (D1 + D2) Domínio 1 Equilíbrio químico Item

Cotação

Total

SD1. Aspetos quantitativos das reações químicas


5.2.3.

16

M2 1.2. Reagente limitante, reagente em excesso e grau de pureza

de uma amostra

4.2.

16

1.1.1.

8

1.2.

8

4.3.1.

8

56



SD2. Equilíbrio químico e extensão das reações químicas

s e t s e T



3.1.1.

12

3.1.2.

12

24


5.1. AL1.1

12

Síntese do ácido acetilsalicílico

12 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

AL1.2

Efeito da concentração no equilíbrio químico

169

Matriz do Teste de Avaliação Global (D1 + D2) Domínio 2 Reações em sistemas aquosos Item

Cotação

2.2.2.

12

1.1.2. 3.2.2.

8 8 8

2.2.1.

8

4.1.

8 8

Total

SD1. Reações ácido-base M8 1.1. Ácidos e bases




3.2.1.

44


e força relativa de ácidos e de bases M13 1.6. Titulação ácido-base



SD2. Reações de oxidação-redução M16 2.1. Caracterização das reações de oxidação-redução

4.3.2.

16 M17 2.2. Força relativa de oxidantes e redutores

SD3. Soluções e equilíbrio de solubilidade M18 3.1. Mineralização das águas e processo de dissolução

M19 3.2. Solubilidade de sais em água

M20 3.3. Equilíbrio químico e solubilidade de sais

2.1.

8

2.3.1.

8 12

2.3.2.

28

M21 3.4. Alteração da solubilidade dos sais M22 3.5. Desmineralização de águas e processo de precipitação

AL2.1

Constante de acidez

AL2.2 Titulação

AL2.3 Série

AL2.4

170

ácido-base

eletroquímica

Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água

5.2.1. 5.2.2.

12 8

20


TG

Teste de Avaliação Global (D1 + D2)

Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


O processo químico ideal foi definido por Sir John Cornforth (Prémio Nobel da Química em 1975 ) como sendo aquele em que “um técnico laboratorial/funcionário fabril com apenas um braço consegue colocar todos os reagentes numa banheira e recolher o produto puro do ralo da banheira”. Esta forma brejeira de comunicar resume os princípios básicos da Química Verde: ter 100 % de economia atómica, reações que ocorrem em apenas um passo, simples e seguras, económicas no tempo e ambientalmente seguras. Adaptado de Electronic Supplementary Material (ESI) for Chemical Society Reviews . The Royal Society of Chemistry, 2011

1.1. Considere dois processos de síntese do fenol (C6H5OH) representados pelas seguintes equações químicas.

s e t s e T

Processo A:

C6H6 + H2SO4 + 2 NaOH → C6H5OH + Na2SO3 + 2 H2O Processo B:

C6H6 + CH3CH = CH2 + O2 → C6H5OH + CH3COCH3 1.1.1. Das seguintes opções, selecione a correta.

8

(A) A economia atómica dos dois processos é igual pois ambos formam produtos não desejados. (B) O processo A envolve reagentes não corrosivos. (C) A propanona (CH3COCH3) ou acetona é um produto da reação sem qualquer aplicação prática no dia a dia. (D) O processo B está mais de acordo com os princípios da química verde do que o processo A. 1.1.2. Identifique a opção que contém ácidos e bases fortes intervenientes nestes processos de síntese.

8

(A) H2SO4 e NaOH (B) C6H5OH e CH3COCH3 (C) Na2SO3 e H2O (D) C6H6 e CH3CH = CH2 1.2. Das opções seguintes, selecione a que está de acordo com um dos 12 princípios da química verde.

8

(A) Síntese com o maior número de passos intermédios possíveis. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(B) Reações que sintetizem o maior número de produtos da reação possível. (C) Uso de catalisadores. (D) Uso de agentes oxidantes e/ou redutores muito fortes. 171

Teste de Avaliação Global (D1 + D2) Grupo II

2. As reações químicas podem classificar-se de diferentes formas: se envolverem trocas de catiões hidrogénio, são reações ácido-base; se envolverem trocas de eletrões, são reações de oxidação-redução; se dois iões em solução aquosa formarem um sal sólido, são reações de precipitação. Considere o seguinte conjunto de reações químicas.


(I) HNO3(aq) + H2O(L) ⇌ NO-3(aq) + H3O+(aq) (II) HF(aq) + H2O(L) ⇌ F-(aq) + H3O+(aq) (III) 2 HNO3(aq) + Fe(s) ⇌ Fe(NO3)2(aq) + H2(g) ( IV) H3PO4(aq) + 3 NaOH(aq) ⇌ Na3PO4(aq) + 2 H2O(L) (V) Fe(OH)3(s) ⇌ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)

2.1. Das seguintes afirmações, identifique a opção correta.

8

(A) A equação química (I) representa uma reação de oxidação-redução e a equação química (IV) uma reação ácido-base. (B) A equação química (II) representa uma reação de oxidação-redução e a equação química (IV) uma reação ácido-base. (C) As equações químicas (IV) e (V) representam reações de precipitação. (D) As reações químicas (II) e (IV) representam reações ácido-base. 2.2. Para a reação química (II), K a é igual a 6,8 * 10- 4, à temperatura de 25 °C. 2.2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da constante de basicidade da seguinte reação: F-(aq) + H2O(L) ⇌ HF(aq) + OH-(aq) (A) K b = K w * K a

(B) K b = 1

(C) K b =

K a

K w K a

(D) K b =

8

K a K w

2.2.2. Determine o pOH de uma solução com concentração de fluoreto de hidrogénio (HF) igual a 0,100 mol L - , a 25 °C.

12

2.3. À temperatura de 20 °C, a constante de equilíbrio associada à reação representada por (V) tem o valor de 2,1 * 10- 9. 2.3.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o valor da solubilidade do hidróxido de ferro(III). (A) s = (C) s =

Å Å

K s

(B) s =

4

4

K s

(D) s =

4

Å Å 3

K s

27

4

K s

27

2.3.2. Determine a concentração de catião ferro (III) numa solução de hidróxido de ferro(III) com pH = 10.

Grupo III

3. A reação de formação do brometo de hidrogénio H2(g) + Br2(g) ⇌ 2 HBr(g)

tem uma constante de equilíbrio igual a 3,5 * 104, à temperatura de 1495 K. 3.1. Na tabela seguinte apresentam-se valores de concentração das três espécies químicas, à temperatura de 1495 K, expressas em moldm- 3.

172

[H2 ]

[Br2 ]

[HBr]

0,200

0,200

0,400

8

12


3.1.1. Justifique, apresentando os cálculos que julgar convenientes, que a reação irá evoluir no sentido direto até atingir o equilíbrio químico.

12

3.1.2. Demonstre que para esta temperatura a reação é praticamente completa.

12

3.2. Quando em solução aquosa, o brometo de hidrogénio origina uma solução ácida - o ácido bromídrico.

O ácido bromídrico é mais forte do que o ácido clorídrico e menos forte do que o ácido iodídrico. 3.2.1. Selecione a opção que contém uma expressão coerente com “O ácido bromídrico é mais forte do que o ácido clorídrico”.

8

(A) O grau de ionização do ácido clorídrico é maior do que grau de ionização do ácido bromídrico. (B) Em solução aquosa, a ionização do ácido bromídrico é mais extensa do que a ionização do ácido clorídrico. (C) Iguais concentrações de ácido clorídrico e de ácido bromídrico libertam exatamente o mesmo número de catiões hidrogénio para a solução. (D) Para iguais concentrações de ácido clorídrico e de ácido bromídrico, o número de iões hidróxido na primeira solução é inferior ao número de iões hidróxido na segunda solução. 3.2.2. Indique os pares conjugados ácido-base intervenientes na reação química:

8

HBr aq + H2O L ⇌ Br- aq + H3O+ aq

Grupo IV

4. O titânio é um metal com uma resistência mecânica semelhante à do aço mas é 45 % mais leve. As suas ligas são muito resistentes à corrosão e a altas temperaturas, pelo que este tem aplicações importantes na indústria aeroespacial, no fabrico de computadores portáteis e na produção de implantes na medicina.

s e t s e T

Apesar de ser o nono elemento mais abundante na crusta terreste, o titânio é bastante caro pois o processo de purificação envolve uma reação com o magnésio (outro elemento com um custo elevado), a temperaturas muito elevadas, de acordo com a seguinte equação química: TiCL4(g) + 2 Mg(L) → Ti(s) + 2 MgCL2(L) M (TiCL4) = 189,68 gmol- 1; M (TiO2) = 79,87 gmol- 1; M (H2O) = 18,02 g mol- 1

4.1. Das seguintes expressões, selecione a correta.

8

(A) Nesta reação o cloreto de titânio (IV) é o agente oxidante e o magnésio sofre redução. (B) Nesta reação o cloreto de titânio (IV) é o agente redutor e o magnésio sofre oxidação. (C) Nesta reação o magnésio é o agente oxidante e o cloreto de titânio(IV) é reduzido. (D) Nesta reação o magnésio é o agente redutor e o cloreto de titânio(IV) é reduzido. 4.2. Determine a massa de titânio sólido que é possível obter a partir de 100 g de magnésio, com grau de pureza 95%, e 500 g de cloreto de titânio(IV), considerando a reação com um rendimento de 90 %.

16

4.3. A maior parte do cloreto de titânio(IV) é, no entanto, transformada em dióxido de titânio (IV), TiO2. Este composto tem diversas aplicações, sendo utilizado, por exemplo, como pigmento branco ou como protetor solar.

O TiO2 é obtido pela reação representada pela seguinte equação química: TiCL4 g + 2 H2O g → TiO2 s + 4 HCL g a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

4.3.1. Determine a economia atómica percentual desta reação.

8

4.3.2. Selecione a opção que contém a variação do número de oxidação que o elemento titânio sofreu nesta reação.

8

(A) 0

(B) - 2

(C) + 2

(D) + 4 173

Teste de Avaliação Global (D1 + D2) Grupo V

5. Considere a reação de síntese do ácido acetilsalicílico (C9H8O4) representada pela equação química: ácido

C7H6O3(aq) + C4H6O3(aq) → C9H8O4(aq) + C2H4O2(aq) Na tabela seguinte encontram-se registados alguns dos dados obtidos durante a síntese. Massa de C7H6O3

0,330 g

C4H6O3

Reagente em excesso

Valor previsto da massa de C9H8O4

X

Massa de C9H8O4 obtida

Y

Rendimento da reação de síntese

92,0%

5.1. Comprove que X = 0,430 g e Y = 0,396 g.


12

M (C7H6O3) = 138,12 gmol- 1; M (C4H6O3) = 102,09 g mol- 1; M (C9H8O4) = 180,16 g mol- 1

5.2. Para determinar o grau de pureza do ácido acetilsalicílico obtido realizou-se uma titulação com uma solução 0,40 g hidróxido de sódio (NaOH), com concentração mássica igual a , tendo ocorrido a seguinte neutralização: 100 mL

C6H4(OCOCH3)COOH(aq) + NaOH(aq) → C6H4(OCOCH3)COONa(aq) + H2O(L) Na atividade foi utilizado o azul de tornesol, tendo a solução inicial, de cor vermelha, mudado para a cor azul após a realização de cada ensaio. Decorridos quatro ensaios registaram-se os seguintes valores: Ensaio

Volume de NaOH (mL)

1

16,50

2

16,75

3

16,40

4

16,40

tendo sido excluído o ensaio 2. 5.2.1. Comprove que o valor da concentração da solução de hidróxido de sódio utilizada nesta atividade laboratorial é 0,10 mol dm- 3.

12

M (NaOH) = 40,00 gmol- 1

5.2.2. Os resultados referentes ao ensaio 2 não foram considerados na determinação da concentração do ácido acetilsalicílico.

8

Selecione a opção que justifica tal facto. (A) A solução titulada ainda não tinha atingido o ponto de equivalência. (B) A solução titulada permanecia com cor vermelha. (C) Os valores obtidos para os ensaios não devem diferir mais do que 0,10 mL entre si. (D) Valores obtidos que terminem com o algarismo “5” são impossíveis de obter com uma bureta. 5.2.3. Determine o grau de pureza do ácido acetilsalicílico sintetizado. 174

16

TG


Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

Cotações


O processo químico ideal foi definido por Sir John Cornforth (Prémio Nobel da Química em 1975 ) como sendo aquele em que “um técnico laboratorial/funcionário fabril com apenas um braço consegue colocar todos os reagentes numa banheira e recolher o produto puro do ralo da banheira”. Esta forma brejeira de comunicar resume os princípios básicos da Química Verde: ter 100 % de economia atómica, reações que ocorrem em apenas um passo, simples e seguras, económicas no tempo e ambientalmente seguras. Adaptado de Electronic Supplementary Material (ESI) for Chemical Society Reviews . The Royal Society of Chemistry, 2011

1.1. Considere dois processos de síntese do fenol (C6H5OH) representados pelas seguintes equações químicas. s e t s e T

Processo A:

C6H6 + H2SO4 + 2 NaOH → C6H5OH + Na2SO3 + 2 H2O Processo B:

C6H6 + CH3CH = CH2 + O2 → C6H5OH + CH3COCH3 1.1.1. Das seguintes opções, selecione a correta.

8

(A) A economia atómica dos dois processos é igual pois ambos formam produtos não desejados. (B) O processo A envolve reagentes não corrosivos. (C) A propanona (CH3COCH3) ou acetona é um produto da reação sem qualquer aplicação prática no dia a dia. (D) O processo B está mais de acordo com os princípios da química verde do que o processo A. (D). Embora ambos os processos A e B formem produtos não desejados, a economia atómica de ambos não é igual pois M (Na2SO3) + M (H2O) é diferente de M (CH3COCH3). O ácido sulfúrico e o hidróxido de sódio são corrosivos. A propanona é utilizada como solvente no dia a dia, por exemplo para retirar o verniz das unhas. 1.1.2. Identifique a opção que contém ácidos e bases fortes intervenientes nestes processos de síntese.

8

(A) H2SO4 e NaOH (B) C6H5OH e CH3COCH3 (C) Na2SO3 e H2O (D) C6H6 e CH3CH = CH2 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(A). C6H5OH e CH3COCH3 são compostos orgânicos; C6H6 e CH3CH = CH2 são hidrocarbonetos; Na 2SO3 e H2O são um sal e água, respetivamente. Qualquer um destes compostos ou não tem propriedades ácidas/básicas ou tem estas características mas de forma muito reduzida. 175


1.2. Das opções seguintes, selecione a que está de acordo com um dos 12 princípios da química verde.

8

(A) Síntese com o maior número de passos intermédios possíveis.


(B) Reações que sintetizem o maior número de produtos da reação possível. (C) Uso de catalisadores. (D) Uso de agentes oxidantes e/ou redutores muito fortes. (C). Sínteses mais simples, uso de substâncias pouco perigosas para o ambiente e a maior economia atómica possível, são princípios da química verde contrários aos apresentados nas alíneas (A), (B) e (D). Grupo II

2. As reações químicas podem classificar-se de diferentes formas: se envolverem trocas de catiões hidrogénio, são reações ácido-base; se envolverem trocas de eletrões, são reações de oxidação-redução; se dois iões em solução aquosa formarem um sal sólido, são reações de precipitação. Considere o seguinte conjunto de reações químicas. (I) HNO3 aq + H2O L ⇌ NO-3 aq + H3O+ aq (II) HF(aq) + H2O(L) ⇌ F-(aq) + H3O+(aq) (III) 2 HNO3 aq + Fe s ⇌ Fe NO3 2 aq + H2 g ( IV) H3PO4(aq) + 3 NaOH(aq) ⇌ Na3PO4(aq) + 2 H2O(L) (V) Fe(OH)3(s) ⇌ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)

2.1. Das seguintes afirmações, identifique a opção correta.

8

(A) A equação química (I) representa uma reação de oxidação-redução e a equação química (IV) uma reação ácido-base. (B) A equação química (II) representa uma reação de oxidação-redução e a equação química (IV) uma reação ácido-base. (C) As equações químicas (IV) e (V) representam reações de precipitação. (D) As reações químicas (II) e (IV) representam reações ácido-base. (D). As equações químicas (I), (II) e (IV) representam reações ácido-base. A equação química (III) representa uma reação de oxidação-redução. A equação química (V) representa uma reação de solubilização. 2.2. Para a reação química (II), K a é igual a 6,8 * 10- 4, à temperatura de 25 °C. 2.2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da constante de basicidade da seguinte reação: F-(aq) + H2O(L) ⇌ HF(aq) + OH-(aq) (A) K b = K w * K a

(B) K b = 1

K a

(C) K b =

K w K a

(D) K b =

8

K a K w

(C). A equação apresentada é a de ionização da base conjugada do ácido fluorídrico (K a * K b = K w). 2.2.2. Determine o pOH de uma solução com concentração de fluoreto de hidrogénio (HF) igual a 0,100 mol L - 1, a 25 °C.

Etapa A - concentração de oxónio [ H3O+ ] e * [ F- ] e x 2 K a = ⇔ 6,8 * 10 - 4 = ⇔ x = [ H3O+ ] e = 7,9 * 10- 3 mol dm- 3 0,100 - x [ HF ] e Etapa B – valor do pOH pOH = 14 - pH ⇔ pOH = 14 - (- log 7,9 * 10- 3) ⇔ pOH = 12 176

12


2.3. À temperatura de 20 °C, a constante de equilíbrio associada à reação representada por (V) tem o valor de 2,1 * 10- 9. 2.3.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o valor da solubilidade do hidróxido de ferro(III). (A)

s=

(C)

s=

Å Å

K s

4

4

K s

4

(B)

s=

(D)

s=

(D). Fe(OH)3(s) ⇌ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) - 3 3+ K s = [ Fe ] e * [ OH ] e ⇔ 3 ⇔ K s = s * (3 s) ⇔ ⇔ s =

8

Å Å 3

K s

27

4

K s

27

Å 4

K s

27

2.3.2. Determine a concentração de catião ferro (III) numa solução de hidróxido de ferro(III) com pH = 10.

12

Etapa A - concentração de hidróxido pOH = 14 - 10 ⇔ pOH = 4 [ OH- ] e = 10- pOH ⇔ [ OH- ] e = 10- ⇔ ⇔ [ OH- ] e = 1 * 10- 4 mol dm- 3 Etapa B - valor da solubilidade - 3 3+ K = [ Fe ] e * [ OH ] e ⇔ 3 ⇔ 2,1 * 10- 9 = [ Fe3+ ] e * (1 * 10- 4) ⇔ -9 2,1 * 10 3 = 2 * 10 mol dm- 3 ⇔ [ Fe3+ ] e = - 12 1 * 10 s

s e t s e T

Grupo III

3. A reação de formação do brometo de hidrogénio

H2 g + Br2 g ⇌ 2 HBr g tem uma constante de equilíbrio igual a 3,5 * 104, à temperatura de 1495 K. 3.1. Na tabela seguinte apresentam-se valores de concentração das três espécies químicas, à temperatura de 1495 K, expressos em moldm- 3. [H2 ]

[Br2 ]

[HBr]

0,200

0,200

0,400

3.1.1. Justifique, apresentando os cálculos que julgar convenientes, que a reação irá evoluir no sentido direto até atingir o equilíbrio químico.

12

Etapa A - valor do quociente da reação 2 0,4002 [ HBr ] Q = ⇔Q = ⇔ 0,200 * 0,200 [ H2 ] * [ Br2 ] ⇔ Q = 4,00 c

c

c

Etapa B – comparação de Q com K Como Q < K , a reação terá que evoluir no sentido direto até atingir um novo estado de equilíbrio químico, ou seja, até que Q = K . c


c

c

c

EQ11DP – 12

c

c

177


3.1.2. Demonstre que para esta temperatura a reação é praticamente completa.

12

Etapa A – quantidade química de cada reagente que reage por unidade de volume 2 [ HBr ] e K = ⇔ [ H2 ] e * [ Br2 ] e c

(0,400 + 2 x )

4

⇔ 3,5 * 10 =

2

(0,200 - x ) * (0,200 - x )

⇔ " 3,5 * 10 = 4

Ç

⇔


2

(0,400 + 2 x ) (0,200 - x )

2

⇔ x = 0,20 mol dm- 3

Etapa B – concentração das espécies químicas em equilíbrio químico [ HBr ] e = 0,400 + 2 * 0,20 = 0,80 mol dm- 3 [ H2 ] e = 0,200 - 0,20 ≈ 0,00 mol dm- 3 [ Br2 ] e = 0,200 - 0,20 ≈ 0,00 mol dm- 3 Como a concentração das espécies reagentes é (praticamente ) nula, a reação é praticamente completa. 3.2. Quando em solução aquosa, o brometo de hidrogénio origina uma solução ácida - o ácido bromídrico.

O ácido bromídrico é mais forte do que o ácido clorídrico e menos forte do que o ácido iodídrico. 3.2.1. Selecione a opção que contém uma expressão coerente com “O ácido bromídrico é mais forte do que o ácido clorídrico”.

8

(A) O grau de ionização do ácido clorídrico é maior do que grau de ionização do ácido bromídrico. (B) Em solução aquosa, a ionização do ácido bromídrico é mais extensa do que a ionização do ácido clorídrico. (C) Iguais concentrações de ácido clorídrico e de ácido bromídrico libertam exatamente o mesmo número de catiões hidrogénio para a solução. (D) Para iguais concentrações de ácido clorídrico e de ácido bromídrico, o número de iões hidróxido na primeira solução é inferior ao número de iões hidróxido na segunda solução. (B). A expressão “O ácido bromídrico é mais forte do que o ácido clorídrico” significa que o primeiro ácido se ioniza com maior extensão do que o ácido clorídrico. Assim, o primeiro origina maior concentração em iões oxónio e menor concentração em iões hidróxido. 3.2.2. Indique os pares conjugados ácido-base intervenientes na reação química:

8

HBr(aq) + H2O(L) ⇌ Br-(aq) + H3O+(aq) HBr(aq)/Br-(aq) H3O+(aq)/H2O(L)

Grupo IV

4. O titânio é um metal com uma resistência mecânica semelhante à do aço mas é 45 % mais leve. As suas ligas são muito resistentes à corrosão e a altas temperaturas, pelo que este tem aplicações importantes na indústria aeroespacial, no fabrico de computadores portáteis e na produção de implantes na medicina.

Apesar de ser o nono elemento mais abundante na crusta terreste, o titânio é bastante caro pois o processo de purificação envolve uma reação com o magnésio (outro elemento com um custo elevado), a temperaturas muito elevadas, de acordo com a seguinte equação química: TiCL4(g) + 2 Mg(L) → Ti(s) + 2 MgCL2(L) M (TiCL4) = 189,68

178

gmol- ;

M (TiO2) = 79,87

gmol- ;

M (H2O) = 18,02

g mol-


4.1. Das seguintes expressões, selecione a correta.

8

(A) Nesta reação o cloreto de titânio (IV) é o agente oxidante e o magnésio sofre redução. (B) Nesta reação o cloreto de titânio (IV) é o agente redutor e o magnésio sofre oxidação. (C) Nesta reação o magnésio é o agente oxidante e o cloreto de titânio (IV) é reduzido. (D) Nesta reação o magnésio é o agente redutor e o cloreto de titânio(IV) é reduzido. (D). O número de oxidação do titânio no tetracloreto de titânio (IV) é + 4; o do cloro, – 1; e o do magnésio, 0. Nos produtos da reação 0, – 1 e + 2, respetivamente. Portanto o titânio reduziu-se (é o agente oxidante) e o magnésio oxidou-se (é o agente redutor ). 4.2. Determine a massa de titânio sólido que é possível obter a partir de 100 g de magnésio, com grau de pureza 95%, e 500 g de cloreto de titânio(IV), considerando a reação com um rendimento de 90 %.

16

Etapa A – quantidade química de magnésio GP (%) =

m substância pura mamostra

* 100 ⇔ 95 =

m substânciapura

100

* 100 ⇔

⇔ msubstânciapura = 95 g n=

m M

⇔n=

95 ⇔ n = 3,9 mol de Mg 24,31

Etapa B - identificação do reagente limitante m 500 ⇔ n= ⇔n= M 189,68 ⇔ n = 2,64 mol de TiCL4

s e t s e T

Como: 2,64 mol de TiCL4 3,9 mol de Mg > 1 2 o reagente limitante é o magnésio. Etapa C - massa prevista de MgC L2 Da estequiometria da reação: 2 mol de Mg 1 mol de Ti = ⇔ x 3,9 ⇔ x = 2,0 mol de Ti A massa prevista é: n=

m M

⇔ m = n * M ⇔

m = 2,0 * 47,88 ⇔ m = 96

g

A massa obtida será: massa e pro uto o t a h (%) = * 100 ⇔ massa de produto prevista ⇔ 90 =

m obtida

96

* 100 ⇔ mobtida = 86 g de Ti

4.3. A maior parte do cloreto de titânio(IV) é, no entanto, transformada em dióxido de titânio (IV), TiO2. Este composto tem diversas aplicações, sendo utilizado, por exemplo, como pigmento branco ou como protetor solar.

O TiO2 é obtido pela reação representada pela seguinte equação química: TiCL4 g + 2 H2O g → TiO2 s + 4 HCL g a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

4.3.1. Determine a economia atómica percentual desta reação. c .e. * M produto desejado 79,87 * 100 ⇔ e.a. (%) = * 100 ⇔ e.a. (%) = c.e. * M reagente 1 + p 189,68 + 2 * 18,02 ⇔ e.a (%) = 35,38%

8

179


4.3.2. Selecione a opção que contém a variação do número de oxidação que o elemento titânio sofreu nesta reação. (A) 0

(B) - 2

(C) + 2

(D) + 4

(A). O número de oxidação do titânio no tetracloreto de titânio (IV) é + 4; o do cloro, – 1; o do hidrogénio, + 1; e o do oxigénio – 2. Nos produtos da reação são + 4, – 1, + 1 e – 2, respetivamente. Portanto, o titânio não sofreu variação do seu número de oxidação.


Grupo V

5. Considere a reação de síntese do ácido acetilsalicílico (C9H8O4) representada pela equação química: ácido

C7H6O3(aq) + C4H6O3(aq) → C9H8O4(aq) + C2H4O2(aq) Na tabela seguinte encontram-se registados alguns dos dados obtidos durante a síntese. Massa de C7H6O3

0,330 g

C4H6O3

Reagente em excesso

Valor previsto da massa de C9H8O4

X

Massa de C9H8O4 obtida

Y

Rendimento da reação de síntese

92,0%

5.1. Comprove que X = 0,430 g e Y = 0,396 g. M (C7H6O3) = 138,12

gmol- 1;

12 M (C4H6O3) = 102,09

g mol- 1;

M (C9H8O4) = 180,16

g mol- 1

Etapa A - valor de X 0,330 m ⇔n= ⇔ nC H O = M 138,12 ⇔ n = 2,39 * 10- 3 mol 7 6 3

Da estequiometria da reação (1:1): -3

nácidoacetilsalicílico = 2,39 * 10 -3

m = n * M = 2,39 * 10

mol

* 180,16 = 0,430 g

Etapa B - valor de Y h

(%) =


⇔ 92,0 =

* 100 ⇔

nproduto obtido

* 100 ⇔ 2,39 * 10- 3 ⇔ nproduto obtido = 2,20 * 10- 3 mol n=

m M

⇔ 2,20 * 10- 3 =

m

180,16

⇔

⇔ m = 0,396 g

5.2. Para determinar o grau de pureza do ácido acetilsalicílico obtido realizou-se uma titulação com uma solução 0,40 g hidróxido de sódio (NaOH), com concentração mássica igual a , tendo ocorrido a seguinte neutralização: 100 mL

C6H4(OCOCH3)COOH(aq) + NaOH(aq) → C6H4(OCOCH3)COONa(aq) + H2O(L) Na atividade foi utilizado o azul de tornesol, tendo a solução inicial, de cor vermelha, mudado para a cor azul após a realização de cada ensaio.

180


Decorridos quatro ensaios registaram-se os seguintes valores: Ensaio

Volume de NaOH (mL)

1

16,50

2

16,75

3

16,40

4

16,40

tendo sido excluído o ensaio 2. 5.2.1. Comprove que o valor da concentração da solução de hidróxido de sódio utilizada nesta atividade laboratorial é 0,10 mol dm- 3. M (NaOH) = 40,00

12

gmol- 1

Etapa A - concentração mássica de NaOH expressa em g dm - 3 Em 0,100 mL de solução: 0,40 m cm = ⇔ cm = ⇔ cm = 4,0 g dm- 3 V 0,100 Etapa B – determinação concentração de NaOH 4,0 40,00 n ⇔c= ⇔ c = 0,10 mol dm- 3 c= V 1 5.2.2. Os resultados referentes ao ensaio 2 não foram considerados na determinação da concentração do ácido acetilsalicílico.

8

Selecione a opção que justifica tal facto. (A) A solução titulada ainda não tinha atingido o ponto de equivalência. (B) A solução titulada permanecia com cor vermelha. (C) Os valores obtidos para os ensaios não devem diferir mais do que 0,10 mL entre si. (D) Valores obtidos que terminem com o algarismo “5” são impossíveis de obter com uma bureta. (C). O valor do volume medido no segundo ensaio difere significativamente dos restantes volumes medidos, pelo que deve ser desprezado e, o ensaio, repetido. 5.2.3. Determine o grau de pureza do ácido acetilsalicílico sintetizado.

16

Etapa A - valor mais provável do volume de NaOH 16,50 + 16,40 + 16,40 V b = = 16,43 mL 3 Etapa B - quantidade química de ácido neutralizado -3 -3 na = nb = cb * V b ⇔ na = 0,10 * 16,43 * 10 ⇔ na = 1,6 * 10 mol Etapa C - grau de pureza n=

m M

⇔ 1,6 * 10- 3 =

GP (%) = a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

m substância pura mamostra

m

180,16

⇔ m = 0,29 g

* 100 ⇔ GP (%) =

0,29 * 100 ⇔ 0,396

⇔ GP (%) = 73%

181

s e t s e T

Critérios de correção do Teste de Avaliação Global (D1 + D2) Grupo I 1.1.1. ..................................................................................... 8 pontos (D) 1.1.2. ..................................................................................... 8 pontos (A) 1.2. ...................................................................................... 8 pontos (C)

Grupo II 2.1. ...................................................................................... 8 pontos (D) 2.2.1. .................................................................................... 8 pontos (C) 2.2.2. ................................................................................. 12 pontos Etapa A – concentração de oxónio [ H3O+ ] e * [ F- ] e K a = ⇔ [ HF ] e ⇔ 6,8 * 10 - 4 =

x

⇔

0,100 - x ⇔ x = [ H3O ] e = 7,9 * 10- moldm+

Etapa B – valor do pOH pOH = 14 - pH ⇔ ⇔ pOH = 14 - - log 7,9 * 10- ⇔ ⇔ pOH = 12

Etapa B – valor da solubilidade 3+ K = [ Fe ] e * [ OH ] e ⇔ ⇔ 2,1 * 10- 9 = [ Fe3+ ] e * (1 * 10- 4) ⇔ ⇔ [ Fe + ] e = 2 * 10 mol dms

Grupo III 3.1.1. ................................................................................... 12 pontos Etapa A – valor do quociente da reação [ HBr ] 0,4002 Q = ⇔Q = ⇔ Q = 4,00 0,200 * 0,200 [ H2 ] * [ Br2 ] c

Etapa B – comparação de Q com K Como Q < K , a reação terá de evoluir no sentido direto até atingir um novo estado de equilíbrio químico, ou seja, até que Q = K . c

c

c

c

c

c

(0,400 + 2 x )

(0,200 - x ) * (0,200 - x )

⇔ " 3,5 * 104 =

Ç

⇔

2

(0,400 + 2 x )

2

(0,200 - x )

⇔ x = 0,20 mol dm-

Etapa B – concentração das espécies químicas em equilíbrio químico [ HBr ] e = 0,400 + 2 * 0,20 = 0,80 mol dm- 3 [ H2 ] e = 0,200 - 0,20 ≈ 0,00 mol dm[ Br2 ] e = 0,200 - 0,20 ≈ 0,00 mol dmComo a concentração das espécies reagentes é (praticamente) nula, a reação é praticamente completa. 3.2.1. .................................................................................... 8 pontos (B) 3.2.2. ................................................................................... 8 pontos HBr(aq)/Br-(aq) H3O+ aq/H2O L

4.2. ................................................................................... 16 pontos Etapa A – quantidade química de magnésio

GP (%) =

msubstânciapura mamostra

* 100 ⇔ 95 =

msubstânciapura

100

⇔ msubstânciapura = 95 g

95 ⇔ n = 3,9 mol de Mg 24,31 Etapa B – identificação do reagente limitante 500 m n= ⇔n= ⇔ M 189,68 ⇔ n = 2,64 mol de TiCL4 Como: 2,64 mol de TiCL4 3,9 mol de Mg > 1 2 o reagente limitante é o magnésio. n=

m

M

⇔n=

Etapa C – massa prevista de MgC L2 Da estequiometria da reação (1:1): 2 mol de Mg 1 mol de Ti = ⇔ x 3,9 ⇔ x = 2,0 mol de Ti A massa prevista é: n=

m M

⇔ m = 2,0 * 47,88 ⇔ m = 96 g

A massa obtida é: h

(%) =

mobtida mprevista

* 100 ⇔ 90 =

⇔ mobtida = 86 g de Ti

182

2

(D)

2.3.2. ................................................................................. 12 pontos Etapa A – concentração de hidróxido pOH = 14 - 10 ⇔ pOH = 4 [ OH- ] e = 10- p ⇔ [ OH- ] e = 10- ⇔ ⇔ [ OH- ] e = 1 * 10- 4 mol dm- 3

c

⇔ 3,5 * 104 =

Grupo IV 4.1. ..................................................................................... 8 pontos

2.3.1. .................................................................................... 8 pontos (D)

c

3.1.2. .................................................................................. 12 pontos Etapa A – quantidade química que reage por unidade de volume [ HBr ] e K c = ⇔ [ H2 ] e * [ Br2 ] e

m obtida

96

* 100 ⇔

* 100 ⇔


4.3.1. ................................................................................... 8 pontos c.e. * Mproduto desejado * 100 ⇔ e.a. (%) = c.e. * Mreagente 1 + p ⇔ e.a. (%) =

79,87 * 100 ⇔ 189,68 + 2 * 18,02

⇔ e.a. % = 35,38%

4.3.2. .................................................................................. 8 pontos (A)

Grupo V 5.1. ................................................................................... 12 pontos Etapa A – valor de X 0,330 m nC H O = ⇔n= ⇔ M 138,12 ⇔ n = 2,39 * 10- mol Da estequiometria da reação (1:1): -3 nácidoacetilsalicílico = 2,39 * 10 mol m = n * M = 2,39 * 10 * 180,16 = 0,430 g 7 6 3

Etapa B – valor de Y h

(%) =


* 100 ⇔ 92,0 = -

⇔ nproduto obtido = 2,20 * 10 mol n=

m M

⇔ 2,20 * 10- 3 =

⇔ m = 0,396 g

m

180,16

⇔

nproduto obtido

* 100 ⇔ -3

2,39 * 10

5.2.1. .................................................................................. 12 pontos Etapa A – concentração mássica de NaOH expressa em g/dm 3 Em 0,100 mL de solução: 0,40 m cm = ⇔ cm = ⇔ cm = 4,0 g dmV 0,100

Etapa B – determinação da concentração de NaOH 4,0 40,00 n c= ⇔c= ⇔ c = 0,10 mol dm- 3 V 1 5.2.2. ................................................................................... 8 pontos (C) 5.2.3. ................................................................................. 16 pontos Etapa A – valor mais provável do volume de NaOH 16,50 + 16,40 + 16,40 V b = = 16,43 mL 3

Etapa B – quantidade química de ácido neutralizado na * nb = cb * V b ⇔ na = 0,10 * 16,43 * 10 ⇔ ⇔ na = 1,6 * 10- mol Etapa C – grau de pureza n=

m M

⇔ 1,6 * 10- 3 =

GP (%) =

msubstância pura mamostra

m

180,16

⇔ m = 0,29 g

* 100 ⇔ GP (%) =

0,29 * 100 ⇔ 0,396

⇔ GP (%) = 73% TOTAL ........................................................................ 200 pontos


183

s e t s e T


Grelha de classificação do Teste de Avaliação Global (D1 + D2) Turma: 11.°

Data do teste:

-

-

l a t 0 o 0 T 2 . 3 . 6 2 . 1 5 . 2 . 8 2 . 5 V . 1 . 2 2 . 1 5 . 1 . 2 5 1 . 2 . 8 3 . 4 . 1 . 8 3 . 4 V I . 2 . 6 4 1

I I I

I I

s a v i t a g e n e d % s a v i t i s o p e d % s a v i t a g e n e d ° . N

. 1 . 8 4 . 2 . 2 . 8 3 . 1 . 8 2 . 3 . 2 . 2 1 . 1 3 . 1 . 2 1 . 1 3 . 2 . 2 3 . 1 2 . 1 . 8 3 . 2 . 2 . 2 2 . 1 2 . 1 . 8 2 . 2 . 1 . 8 2

s a v i t i s o p e d ° . N a x i a b s i a m a t o N a d a v e l e s i a m a t o N

. 2 . 8 1 . 2 . 8 I 1 . 1 . 1 . 8 1 . 1 o p u r G



o n u l A

° . N 1

184


2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3



Notas


185

Grelha de observação de aula Ano:

Turma:

Ano letivo:


a v i t u r t s n o c o ã ç a p i c i t r a P

o d a u q e d a o t n e m a t r o p m o C

o i r á s s e c e n l a i r e t a M

e d a d i l a u t n o P / e d a d i u d i s s A

o n u l A

° . N 1

188

2

3

4

5

6

7

8

. o t n e m i r p m u c n i e d o s a c o n a t a d a o p m a c a d a c m e r a l a n i s s A : t 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 a 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3 o N

Grelha de observação da atividade laboratorial Ano:

N.°

Aluno

Comportamento adequado

É cuidadoso no manuseamento de materiais e reagentes

Turma: Colabora com os membros do grupo

Ano letivo: Tem uma atitude adequada face às tarefas propostas

Efetua registos de forma organizada

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

s o x e n A

26 27 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

28 29 30

189

Grelha de registo de trabalhos de casa Ano:

Turma:

Ano letivo:


o n u l A

° . N 1

190

2

3

4

5

6

7

8

. o t n e m i r p m u c n i e d o s a c o n a t a d a o p m a c a d a c m e r a l a n i s s A : t 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 a 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3 o N

Grelha de avaliação de trabalhos escritos Ano:

Turma:

Ano letivo:

-

o ã ç a l c a fi i n s fi s a l C

l a r o o h l o a ã b ç i a s r o t p o x d E

s o z a r p e a d g e r o t t n n e e e m i r d p m u C a t e e r a r r o a c l e c t m n e e g m a a u c g fi n i t i L n e i c o ã ç a t n s e o s d e r ú p e a t n e o a c r e u t d u r t s E

o n u l A


° . N

s o x e n A

1

2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 9 0 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3

191

Ficha de autoavaliação do aluno Nome:

Turma:

N.°:

Classificação obtida nos testes de avaliação sumativa 1.° Período

2.° Período

3.° Período

Classificação obtida nos trabalhos escritos/questões de aula 1.° Período

2.° Período

3.° Período

Classificação obtida nos relatórios/questionários laboratoriais 1.° Período

2.° Período

3.° Período

Outros elementos de avaliação

Para cada um dos itens seguintes atribuir um valor de 0 a 20

Atitudes na sala de aula 1.° Período

2.° Período

3.° Período

1.° Período

2.° Período

3.° Período

Assiduidade/Pontualidade Material necessário para a aula Comportamento adequado Participação construtiva

Média

Atitudes nas aulas prático-laboratoriais Comportamento adequado Cuidado no manuseamento de materiais e reagentes Colaboração efetiva com os membros do grupo Atitude adequada face às tarefas propostas Registos organizados

Média

Tendo em conta os critérios específicos de avaliação para a disciplina proponho a classificação de:

192


Observações justificativas da avaliação 1.° Período

Data:

-

-

O(A) aluno(a):

-

O(A) aluno(a):

2.° Período

Data:

-

3.° Período

s o x e n A a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Data:

EQ11DP – 13

-

-

O(A) aluno(a):

193

Caixa Reação fotoquímica


AL

Atividade Laboratorial do tipo investigativo Caixa Reação fotoquímica

Questões-problema: Qual dos sais, resultantes da adição de duas soluções aquosas de sais diferentes, precipita primeiro? Como identificar esse sal?

Conteúdos e objetivos Articulação de conteúdos abordados no 10.° ano e no 11.° ano: Conteúdos de 10.º ano ■

■

Conteúdos de 11.º ano

Reações fotoquímicas AL 2.4 Reação fotoquímica

■

■

■

■

■

Reações completas e incompletas Rendimento de uma reação Caracterização das reações de precipitação Previsão da ocorrência de reações de precipitação Caracterização das reações de oxidação-redução

Objetivos ■

■

Reconhecer que alguns sais precipitados são fotossensíveis Reconhecer que as diferentes reações químicas usadas na AL 2.4 são: – reações de oxidação-redução; – reações de precipitação; – reações fotoquímicas.

Contexto teórico 1 As reações de oxidação-redução e as reações fotoquímicas

Os sais fotossensíveis, sendo os mais comuns os sais de prata, são muito usados na fotografia e nas lentes fotocromáticas. A diferença reside no facto de nos filmes fotográficos a reação ser irreversível, enquanto nas lentes fotocromáticas a reação é reversível. No âmbito da AL 2.4, no 10.° ano explorou-se o primeiro exemplo (fotografia - reação irreversível ). Com o estudo de novos temas durante o 11.° ano, é agora possível explorar e compreender o funcionamento das lentes fotocromáticas - reações reversíveis. Tal como acontece com o papel fotográfico (na fotografia a preto e branco ), os sais impregnados em lentes e vidros fotocromáticos são halogenetos de prata. As lentes dos óculos, que escurecem quando a radiação solar incide sobre elas e que clareiam na ausência de luz, têm como princípio de funcionamento uma reação reversível (equilíbrio químico ). O vidro comum é produzido a partir da reação entre o carbonato de sódio (Na2CO3), o calcário (carbonato de cálcio, CaCO3) e a sílica (SiO2) da areia: a r o t i d E o t r o P © P D 1 1

s o x e n A

carbonato de sódio + calcário + areia → vidro comum Na2CO3 + CaCO3 + SiO2 → silicatos de sódio e de cálcio

Q E

195

AL Atividade Laboratorial do tipo investigativo

No entanto, o vidro fotocromático (do qual são feitas as lentes fotossensíveis) possui uma constituição característica: entre os tetraedros de sílica ficam aprisionados sais de cloreto de prata e uma pequena quantidade de iões cobre (I). Estabelece-se na lente o seguinte equilíbrio químico: 2 Ag+ + 2 CL- ⇌ 2 Ag + CL2 Lente clara

(1)

Lente escura

Quando a radiação solar incide sobre a lente, o equilíbrio químico evolui no sentido direto, no sentido da formação de prata metálica, que faz com que a lente fique escura. Além disso, os iões cobre(I), Cu+, reagem com o CL2 e regeneram os iões cloreto, C L–, estabelecendo outro equilíbrio químico: 2 Cu+ + CL2 ⇌ 2 Cu

+

+ 2 CL-

(2)

Quando a lente se encontra num ambiente ausente de radiação solar, os iões cobre (II) reagem com a prata metálica, responsável pelo escurecimento da lente, que, de acordo com a reação seguinte, se transforma novamente em catião prata, que, por sua vez, se liga aos aniões cloreto, restabelecendo o cloreto de prata inicial. 2 Cu

+

+ 2 Ag ⇌ 2 Ag+ + 2 Cu+

(3)

Assim, a lente fica clara. Adicionado as equações (2) e (3): 2 Ag + CL2 ⇌ 2 Ag+ + 2 CLLente clara

À semelhança de outros compostos, todos os halogenetos de prata, quando na forma de microcristais, são mais ou menos sensíveis à luz. 2 As reações de precipitação e as reações fotoquímicas

A técnica de precipitação seletiva consiste na precipitação de uma espécie química com o objetivo de a separar de outra que permanece em solução. Esta técnica tem como base os valores de produto de solubilidade dos sais que se pretende precipitar. Como os valores de produto de solubilidade dos sais são todos diferentes, este facto permite separá-los em solução aquosa. Dependendo das concentrações das soluções aquosas que vão dar origem aos precipitados, precipita primeiro o sal com um produto de solubilidade menor e, imediatamente a seguir, esse precipitado desaparece, precipitando o sal com um produto de solubilidade maior (para sais com a mesma estequiometria ). Esta técnica é frequentemente usada para separar e purificar materiais e é também muito importante em distintos tipos de análises químicas e bioquímicas.

196



Uma das atividades laboratoriais onde é possível estudar a precipitação seletiva de dois sais, é a que consiste na formação do cromato de prata e do cloreto de prata, a partir das soluções aquosas de igual concentração de cloreto de sódio, de cromato de potássio e de nitrato de prata. As reações que ocorrem quando se juntam estas soluções são traduzidas pelas equações químicas seguintes (1, 2 e 3). (1) K2CrO4(aq) + 2 AgNO3(aq) ⇌ 2 K+(aq) + 2 NO-3(aq) + Ag2CrO4(s)

K s = 2,5 * 10-

(2) NaCL aq + AgNO 3 aq ⇌ Na+ aq + NO-3 aq + AgCL s

K s = 1,8 * 10-

O cromato de prata é um sólido de cor vermelha e o cloreto de prata é um sólido de cor branca. Assim, de acordo com os valores de K s (que permitem concluir que s (AgCL) < s (Ag2CrO4)) é espectável que o primeiro sal a precipitar seja o AgC L (sal branco). Continuando a adicionar AgNO 3, em quantidade suficiente, será possível observar o precipitado de cor vermelha (Ag2CrO4). No exemplo estudado foi possível identificar experimentalmente o sal que precipita primeiro através da diferença de cores dos dois sais possíveis de precipitar. E se os sais tivessem a mesma cor? Como seria possível identificar experimentalmente esses sais?

No 10.° ano, no âmbito da exploração da AL 2.4. (reação fotoquímica), tivemos a oportunidade de comprovar que o cloreto de prata era fotossensível. Isto é, verificou-se que, quando exposto à luz (branca ou azul ), este sal (sólido branco ) escurecia (o mesmo não se verificava quando se isolava o sal da luz visível ). No 11.° ano, concluímos, ainda, que este sal se caracteriza pela sua insolubilidade em água. Assim, o cloreto de prata (tal como a maioria dos haletos de prata ) caracteriza-se pela sua insolubilidade em água e pela sua fotossensibilidade quando sólido. Quando iluminado com luz visível, este sal origina prata metálica e gás cloro (CL2) de acordo com as equações: (3) AgCL(s) → Ag+(aq) + CL-(aq) luz CL2 g + 2 e2 CL- aq → 2 Ag+ (aq) + 2 e- → 2 Ag(s) luz 2 AgCL(s) → 2 Ag(s) + CL2(g)

branco

cinzento

Questões pré-laboratoriais 1 Tendo em conta as informações contidas no texto e os conhecimentos de Química adquiridos no 10.° e 11.° anos, responda às seguintes questões. 1.1. Identifique, justificando, no texto uma reação de oxidação-redução e indique os pares redox. 1.2. Justifique, convenientemente, a afirmação retirada do texto:


s o x e n A

(…) de acordo com os valores de K s (que permitem concluir que s ( AgCL) < s ( Ag2CrO4)) é espectável que o primeiro sal a precipitar seja o AgCL (sal branco).

1.3. Transcreva do texto uma reação fotoquímica reversível e uma irreversível. Indique uma aplicação de

cada uma dessas reações no nosso quotidiano.

Q E

197


2 Pretende-se, com esta AL, estudar experimentalmente a precipitação seletiva de dois sais, a partir da junção de duas soluções aquosas de igual concentração, através da identificação de um dos sais, pelo facto de estas possuírem propriedades fotossensíveis. Ensaio 1 - Solução aquosa de nitrato de prata com solução aquosa de cloreto de sódio Ensaio 2 - Solução aquosa de nitrato de prata com solução aquosa de iodeto de sódio Ensaio 3 - Solução aquosa de nitrato de prata com solução aquosa de brometo de potássio 2.1. Consultando a tabela de constantes de produto de solubilidade no manual, preveja, para cada um dos

ensaios, o sal que irá precipitar. 2.2. Escreva as equações que traduzem as reações de precipitação em causa. 2.3. Estabeleça uma previsão sobre a ordenação, por ordem crescente, da massa dos três precipitados identificados em 2.1..

Proposta de execução da AL Material e equipamento por grupo de trabalho ■

■

■

■

■

Caixa Reação fotoquímica 6 microtubos de ensaio Suporte para microtubos de ensaio Pipetas graduadas de 1 mL Montagem para filtração a vácuo

■

Soluções aquosas 0,1 mol/dm3 de: – cloreto de sódio, NaCL(aq) – nitrato de prata, AgNO 3(aq) – iodeto de sódio, NaI(aq) – brometo de potássio, KBr(aq)

Procedimento experimental 1 Colocar cerca de 1,0 mL de solução de nitrato de prata e o mesmo volume de solução de cloreto de sódio em dois microtubos de ensaio, usando o suporte para microtubos de ensaio (microtubos 1 e 2, respetivamente). 2 Colocar um microtubo na divisão sem luz e outro na divisão que contém luz branca (ou azul). 3 Fechar a caixa e ligar o interruptor. 4 Aguardar 3 minutos e registar as observações. 5 Repetir as etapas do procedimento de 1. a 4., usando as soluções de iodeto de sódio e de nitrato de prata (microtubos 3 e 4, respetivamente). 6 Repetir as etapas do procedimento de 1. a 4., usando as soluções de brometo de potássio e de nitrato de prata (microtubos 5 e 6, respetivamente). 7 Filtrar a vácuo os precipitados obtidos, secar devidamente e medir as respetivas massas.

198



Registo de observações e de dados Cor do precipitado nos microtubos Exposição à radiação visível

Ausência de luz

Microtubo 1

Microtubo 2

Microtubo 3

Microtubo 4

Microtubo 5

Microtubo 6

Microtubo

Massa de precipitado formado (g)

Conclusões Apresente as respostas às questões-problema. Confronte as suas previsões com as conclusões a que chegou com a AL.

Questões pós-laboratoriais Um dos ensaios estudados nesta AL foi a síntese do cloreto de prata (AgCL) a partir do cloreto de sódio (NaCL) e do nitrato de prata (AgNO3), comprovando que o precipitado obtido é fotossensível - o AgCL. Considere agora um novo ensaio: Fez-se reagir 1,00 g de AgNO 3, dissolvido completamente em água, com a massa suficiente de NaC L, de forma a não existir reagente em excesso. A massa de precipitado obtido, depois de filtrado e após evaporação da água residual, foi de 0,72 g. 1 Determine a massa de NaCL que foi usada. 2 Determine a massa prevista do precipitado. 3 Determine o valor do rendimento da reação. s o x e n A

4 Identifique uma possível causa para a reação possuir um rendimento inferior a 100%. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1

Q E

5 Comente a seguinte afirmação: Logo após a realização desta atividade laboratorial, deve-se proceder ao armazenamento imediato do sólido produzido num frasco âmbar (escuro e opaco).

199


Exploração da AL


Questões pré-laboratoriais 1.1. Por exemplo:

2 Cu+ + CL2 ⇌ 2 Cu2+ + 2 CLTrata-se de uma reação de oxidação-redução dado que se verifica uma troca de eletrões entre o Cu + (cede eletrões) e o CL2 (ganha eletrões). Pares redox: Cu2+/Cu+; CL2/CL– 1.2. Como também se refere no texto, dependendo das concentrações das soluções aquosas que vão dar origem aos precipitados, precipita primeiro o sal de solubilidade menor (cloreto de prata) e, após continuação da adição de nitrato de prata, começa a precipitar o sal com uma solubilidade maior (cromato de prata).

s (AgCL) = " 1,8 * 10- 10 < s (Ag2CrO4) = - 5

- 5

Å 3

2,5 * 10- 12 ⇔ 4

⇔ 1,3 * 10 mol/L < 8,5 * 10 mol/L 1.3. Reação reversível:

2 Ag+ + 2 CL- ⇌ 2 Ag + CL2 ; aplicações: lentes fotocromáticas. Reação irreversível: luz 2 AgCL(s) → 2 Ag(s) + CL2(g) ; aplicações: fotografia a preto e branco.

2.1. AgCL, AgI e AgBr. 2.2. Ensaio 1 - NaCL(aq) + AgNO3(aq) → AgCL(s) + NaNO3(aq) Ensaio 2 - NaI(aq) + AgNO3(aq) → AgI(s) + NaNO3(aq) Ensaio 3 - KBr(aq) + AgNO3(aq) → AgBr(s) + KNO3(aq) 2.3. Analisando a tabela, verifica-se que, à mesma temperatura, K s(AgCL) > K s(AgBr) > K s(AgI).

Assim, dado que os iões constituintes dos sais estão nas mesmas proporções estequiométricas (1:1), a solubilidade destes sais diminui na mesma sequência: s (AgCL) > s (AgBr) > s (AgI). Quanto menor for a solubilidade, maior será a massa de precipitado formada, para a mesma quantidade química dos sais presentes nas soluções aquosas que deram origem ao sal. Assim, será de prever que m (AgI) > m (AgBr) > m (AgCL).

200


Proposta de execução da AL Registo de observações e de dados Cor do precipitado nos microtubos Exposição à radiação visível

Ausência de luz

Microtubo 1

Cinzento (escureceu)

Microtubo 2

Branco (não se alterou)

Microtubo 3


Microtubo 4


Microtubo 5


Microtubo 6


Microtubo

Massa de precipitado formado (g)

1

0,014

3

0,023

5

0,019

Conclusões Como se previa: verifica-se um escurecimento dos precipitados obtidos nos microtubos 1, 3 e 5, o que evidencia a presença dos sais fotossensíveis AgCL, AgBr e AgI, respetivamente, e não dos sais NaNO3 e KNO3 que não são fotossensíveis; dado que a solubilidade dos sais diminui na sequência AgC L, AgBr e AgI, as massas de precipitado formado aumentam na mesma sequência (AgCL, AgBr e AgI). ■

■

Questões pós-laboratoriais ,

1 n= m= = 5,89 * 10- 3 mol de AgNO3 M 169,87

De acordo com a estequiometria da reação (1:1): m = n * M = 5,89 * 10- * 58,44 = 0,344 g de NaCL 2 De acordo com a estequiometria da reação:

NaCL(aq) + AgNO3(aq) → AgCL(s) + NaNO3(aq) n (AgNO3) = n (NaCL) = n (AgCL) m = n * M = 5,89 * 10- 3 * 143,32 = 0,844 g de AgCL 3

h (%) =

produtoobtido

mprodutoprevisto

* 100 ⇔

h (%) =

0,72 * 100 = 85% 0,844

s o x e n A

4 Uma causa possível poderá ser a impureza dos reagentes. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1

Q E

5 Devido à fotossensibilidade do AgC L (precipitado obtido) evidenciada nesta atividade, pelo seu rápido escurecimento quando exposto à luz branca e devido à libertação de CL2 e consequente formação de prata metálica.

201

Unidades SI Decreto-Lei n.° 128/2010, de 3 de dezembro O Sistema Métrico Decimal criado em 1789 adotou, inicialmente, três unidades básicas de medida: o metro, o litro e o quilograma. Posteriormente, este sistema foi consagrado internacionalmente através da Convenção do Metro, tratado celebrado em Paris, em 20 de maio de 1875, por 17 países, incluindo Portugal. Entretanto, o desenvolvimento científico e tecnológico passou a exigir medições cada vez mais exatas e em muitos outros domínios, tendo sido sucessivamente aprovadas novas unidades e outras regras pela Conferência Geral de Pesos e Medidas (CGPM), que é o órgão de decisão quadrienal da Convenção do Metro. Em 1960, o sistema métrico decimal foi designado Sistema Internacional de Unidades (SI). O SI define os nomes, símbolos e definições das unidades, bem como os prefixos e símbolos dos múltiplos e submúltiplos das mesmas unidades e contempla ainda recomendações para a escrita e para a utilização dos símbolos aprovados pela CGPM. O SI foi adotado em Portugal através do Decreto-Lei n.° 427/83, de 7 de dezembro, alterado pelo Decreto-Lei n.° 320/84, de 1 de outubro, o qual foi posteriormente revogado pelo Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro, alterado pelo Decreto-Lei n.° 254/2002, de 22 de novembro, que aprovou de novo o sistema de unidades de medida legais e transpôs para a ordem jurídica nacional a Diretiva n.° 80/181/CEE, do Conselho, de 20 de dezembro de 1979, relativa à aproximação das legislações dos Estados membros respeitantes às unidades de medida. Esta diretiva foi alterada pela Diretiva n.° 85/1/CEE, do Conselho, de 18 de dezembro de 1984, pela Diretiva n.° 89/617/CEE, do Conselho, de 27 de novembro, e pela Diretiva n.° 1999/103/CE, do Parlamento Europeu e do Conselho, de 24 de janeiro de 2000. A Diretiva n.° 2009/3/CE, do Parlamento Europeu e do Conselho, de 11 de março, introduziu alterações à acima referida Diretiva n.° 80/181/CEE, pelo que se justifica a revisão do quadro legislativo nacional. Em primeiro lugar, o presente decreto-lei permite a continuidade da utilização de indicações suplementares sem prazo definido. Em segundo lugar, procede-se à inclusão das decisões das CGPM relativas à eliminação da classe de unidades suplementares SI, como uma classe separada. Em terceiro lugar, procede-se à interpretação das unidades «radiano» e «esterradiano» como unidades SI sem dimensão. Em quarto lugar, procede-se à introdução da unidade de medida do SI «katal» para expressar a atividade catalítica. 202

Em quinto lugar, procede-se à introdução de uma nota sobre a definição do «kelvin» para eliminar uma das maiores fontes da variação observada entre realizações do ponto triplo da água. Foram, por fim, atualizadas as definições e introduzidas as unidades SI relevantes de modo a harmonizar-se com a última edição SI, esperando-se assim facilitar a utilização pelos diferentes operadores económicos e pela sociedade portuguesa em geral do sistema legal das unidades de medida em vigor. Assim: No uso da autorização legislativa concedida pela Lei n.° 18/2010, de 16 de agosto, e nos termos das alíneas a) e b) do n.° 1 do artigo 198.° da Constituição, o Governo decreta o seguinte:

Artigo 1.° Objeto

O presente decreto-lei altera o sistema de unidades de medida legais, aprovado pelo Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro, alterado pelo Decreto-Lei n.° 254/2002, de 22 de novembro, transpondo para a ordem jurídica interna a Diretiva n.° 2009/3/CE, do Parlamento Europeu e do Conselho, de 11 de março, que altera a Diretiva n.° 80/181/CEE, do Conselho, de 20 de dezembro de 1979, relativa à aproximação das legislações dos Estados membros respeitantes às unidades de medida.

Artigo 2.° Alteração ao Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro

Os artigos 1.°, 2.°, 3.°, 4.°, 5.°, 6.° e 7.° do Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro, alterado pelo Decreto-Lei n.° 254/2002, de 22 de novembro, passam a ter a seguinte redação: (…) [Estas alterações foram introduzidas no respetivo diploma.]

Artigo 3.° Alteração ao anexo do Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro

O anexo a que se refere o artigo 1.° do Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro, alterado pelo Decreto-Lei n.° 254/2002, de 22 de novembro, passa a ter a redação constante do anexo I ao presente decreto-lei, do qual faz parte integrante.


Decreto-Lei n.° 128/2010 de 3 de dezembro

Artigo 4.°

Artigo 6.°

Aditamento ao Decreto-Lei n.° 238/94, Aditamento de 19 de setembro

Republicação

É aditado ao Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro, alterado pelo Decreto-Lei n.° 254/2002, de 22 de novembro, novembro, o artigo 7.°-A, com a seguinte redação:

«Artigo 7.°-A Regiões Autón Autónomas omas

Os atos e os procedimentos necessários à execução do presente decreto-lei nas Regiões Autónomas dos Açores e da Madeira competem às entidades das respetivas administrações regionais com atribuições e competências nas matérias em causa.»

Artigo 5.° Norma revogatória

É republicado, no anexo II ao presente decreto-lei, do qual faz parte integrante, o Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro, com a redação atual. Visto e aprovado em Conselho de Ministros de 9 de setembro de 2010. – José Sócrates Carvalho Pinto de Sousa – Luís Filipe Marques Amado – Fernando Teixeira dos Santos – Alberto de Sousa Martins – José António Fonseca Vieira da Silva.

Promulgado em 5 de novembro de 2010. Publique-se. O Presidente da República, ANÍBAL CAVACO SILVA. Referendado em 8 de novembro de 2010. O Primeiro-Ministro, José Sócrate Sócratess Carvalho Pinto de Sousa.

São revogados os n.os 2 a 4 do anexo ao Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro, alterado pelo Decreto-Lei n.° 254/2002, de 22 de novembro novembro..

Decreto-Lei n.° 238/94, de 19 de setembro Artigo 1.°

Artigo 3.°

Sistema de unidades de medida legais

Utilização excecional de outras unidades de medida

1 – O sistema de unidades de medida legais, designado pela Conferência Geral de Pesos e Medidas (CGPM) como Sistema Internacional de Unidades (SI), é aplicável em todo o território nacional. 2 – Os nomes, símbolos e definições das unidades, os prefixos e símbolos dos múltiplos e submúltiplos das mesmas unidades e as recomendações para a escrita e para a utilização dos símbolos, aprovados pela CGPM, constam do anexo ao presente decreto-lei, do qual faz parte integrante.

1 – A utilização de unidades de medida consideradas não legais é autorizada: a) Para os produtos e equipamentos colocados no mercado ou em serviço ser viço em data anterior à entrada em vigor do presente decreto-lei; part es de produtos e equipamentos que b) Para as peças e partes completem ou substituam as peças e partes de produtos e equipamentos previstos na alínea anterior. 2 – O disposto no número anterior não se aplica aos dispositivos indicadores dos instrumentos de medição, nos quais é obrigatória a utilização de unidades de medida legais.

Artigo 2.°


Indicações suplement suplementares ares

Artigo 4.°

1 – É permitida a utilização de indicações suplementares. 2 – Entende-se que existe indicação suplementar quando uma indicação expressa numa unidade constante do anexo ao presente decreto-lei é acompanhada por uma ou mais indicações expressas noutras unidades. 3 – A indicação expressa numa unidade de medida constante do anexo prevalece sobre as indicações suplementares.

Domínios abrangidos

1 – O disposto nos artigos anteriores abrange os instrumentos de medição, as medições efetuadas e as unidades de grandeza expressas em unidades de medida, no circuito comercial, nos domínios da saúde e segurança pública, no ensino e nas operações de natureza administrativa e fiscal. 2 – O presente decreto-lei decreto-lei não afeta a utilização, no domínio da navegação aérea e marítima e do tráfego por via férrea, de unidades de medida diversas das unidades de medida legais, mas que são previstas por convenções ou acordos internacionais que vinculam a União Europeia ou Portugal. 203

s o x e n A


Artigo 5.° Padrões das unidades de medida legais

Compete ao Instituto Português da Qualidade, I. P. (IPQ, I. P.), aprovar, de acordo com o estabelecido no presente decreto-lei, os padrões que realizam as unidades de medida legais.

ANEXO (unidades de medida legais a que se refere o artigo 1.°) 1 – Unidades SI e seus múltiplos e submúltiplos: 1.1 – Unidades de base do SI: Grandeza

Artigo 6.° Fiscalização

1 – Compete à Autoridade de Segurança Alimentar e Económica (ASAE) fiscalizar o cumprimento do presente decreto-lei, sem prejuízo das competências atribuídas por lei a outras entidades. 2 – Das infrações verificadas é levantado auto de notícia, nos termos das disposições aplicáveis. 3 – A instrução dos processos de contraordenação compete à ASAE, a quem devem ser enviados os autos relati vos a infrações infrações verificadas verificadas por outras outras entidades. entidades.

Artigo 7.° Contraordenações

1 – A utilização de unidades de medida não autorizadas, nos termos do artigo 3.°, constitui contraordenação punível com coima de € 25 a € 2500 se o infrator for uma pessoa singular e até € 30 000 se for uma pessoa coletiva. 2 – A aplicação da coima prevista no número anterior compete à Comissão de Aplicação de Coimas em Matéria Económica e Publicidade (CACMEP). 3 – A receita de coimas aplicadas reverte em: a) 60% para o Estado; b) 15% para a ASAE; c) 15% para o IPQ, I. P.; d) 10% para a CACMEP.

Artigo 7.°-A Regiões Autón Autónomas omas

Os atos e os procedimentos necessários à execução do presente decreto-lei nas Regiões Autónomas dos Açores e da Madeira competem às entidades das respetivas administrações regionais com atribuições e competências nas matérias em causa.

Artigo 8.° Revogações

São revogados os Decretos-Leis n.os 427/83, de 7 de dezembro, 320/84, de 1 de outubro, e 222/88 e 223/88, de 28 de junho.

204

Comprimento Massa Tempo Corrente elétrica Temperatura termodinâmica Quantidade de matéria Intensidade luminosa

Unidade Nome Símbolo metro m quilograma kg segundo s ampere A kelvin K mole mol candela cd

Definições das unidades de base do SI: Unidade de comprimento (metro): O metro é o comprimento do trajeto percorrido 1 pela luz no vazio, durante do segundo. 299 792 458 (17.a CGPM de 1983 – Resolução n.° 1.) Unidade de massa (quilograma): O quilograma é a unidade de massa; é igual à massa do protótipo internacional do quilograma. (3.a CGPM de 1901 – p. 70 das atas.) Unidade de tempo (segundo): O segundo é a duração de 9 192 631 770 períodos da radiação correspondente à transição entre os dois níveis hiperfinos do estado fundamental do átomo de césio 133. (13.a CGPM de 1967/68 – Resolução n.° 1.) Unidade de corrente elétrica (ampere): O ampere é a intensidade de uma corrente constante que, mantida em dois condutores paralelos, retilíneos, de comprimento infinito, de secção circular desprezável e colocados à distância de 1 m um do outro no vazio produziria entre estes condutores uma força igual a 2 × 10 - 7 newton por metro de comprimento. (9.a CGPM de 1948 – Resolução n.° 2.) Unidade de temperatura termodinâmica (kelvin): O kelvin, unidade de temperatura termodinâmica, é 1 a fração da temperatura termodinâmica do 273,16 ponto triplo da água. Esta definição diz respeito à água com composição isotópica definida pelos seguintes rácios de quantidade de matéria: 0,000 155 76 mole de 2H por mole de 1H, 0,000 379 9 mole de 17O por mole de 16O e 0,002 005 2 mole de 18O por mole de 16O. (13.a CGPM de 1967/68 – Resolução n.° 4 e 23. a CGPM de 2007 – Resolução n.° 10.) Unidade de quantidade de matéria (mole): 1) A mole é a quantidade de matéria de um sistema contendo tantas entidades elementares quantos os átomos que existem em 0,012 kg de carbono 12; o seu símbolo é «mol».



2) Quando se utiliza a mole, as entidades elementares devem ser especificadas e podem ser átomos, moléculas, iões, eletrões, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas. (14.a CGPM de 1971 – Resolução n.° 3.) Unidade de intensidade luminosa (candela): A candela é a intensidade luminosa, numa dada direção, de uma fonte que emite uma radiação monocromática de frequência 540 × 1012 Hz e cuja intensidade energética nessa direção é W por esterradiano. 683 (16.a CGPM de 1979 – Resolução n.° 3.) 1.1.1 – Nome e símbolo especiais da unidade SI de temperatura no caso da temperatura Celsius: Grandeza Temperatura Celsius

Unidade Nome grau Celsius

Símbolo °C

A temperatura Celsius, de símbolo t, é definida pela diferença t = T - T 0 entre duas temperaturas termodinâmicas T e T 0 com T 0 = 273,15 K, ponto de congelação da água. Um intervalo ou uma diferença de temperatura podem ser expressos quer em kelvin quer em grau Celsius. A unidade grau Celsius é igual à unidade kelvin. 1.2 – Unidades SI derivadas: As unidades derivadas coerentes das unidades SI de base são dadas por expressões algébricas sob a forma de

produtos de potência das unidades SI de base com um fator numérico igual a 1. 1.2.1 – Unidades expressas a partir das unidades de base: Unidade derivada do SI Nome Símbolo Superfície metro quadrado m2 Volume metro cúbico m3 Velocidade metro por segundo m/s metro por segundo Aceleração m/s2 quadrado Número de onda metro à potência menos 1 m - 1 quilograma por metro Massa volúmica kg/m3 cúbico metro cúbico por Volume mássico m3/kg quilograma ampere por metro Densidade de corrente A/m2 quadrado Campo magnético ampere por metro A/m Concentração (de quantidade de mole mo le po porr met metrro cúb cúbic icoo mo mol/ l/m m3 matéria) candela por metro Luminância luminosa cd/m2 quadrado Índice de refração (o número) um (a) 1 Permeabilidade (a) 1 (o número) um relativa Grandeza derivada

(a) De um modo geral, não se utiliza o símbolo «1» com um valor

numérico.

1.2.2 – Unidades com nomes e símbolos especiais: Os nomes especiais e os símbolos particulares partic ulares atribuídos a determinadas unidades derivadas permitem exprimir numa forma condensada unidades frequentemente utilizadas. Grandeza

a r o t i d


Ângulo plano Ângulo sólido Frequência Força Pressão, tensão Energia, trabalho, quantidade de calor Potência (c), fluxo energético Carga elétrica, quantidade de eletricidade Diferença de potencial elétrico, força eletromotriz Capacidade elétrica Resistência elétrica Condutância elétrica Fluxo de indução magnética, fluxo magnético Indução magnética, densidade de fluxo magnético Indutância Temperatura Celsius Fluxo luminoso Iluminância

Nome (a) r raadiano (a) esterradiano

hertz newton pascal joule watt coulomb

Unidade derivada do SI Expressão em outras Símbolo unidades SI (b) 1 rad (b) Sr (b) 1 Hz N Pa N /m 2 J N.m W J/ s C

Expressão em unidades SI de base m/m m2/m2 s- 1 m.kg.s- 2 m- 1.kg.s- 2 m2.kg.s- 2 m 2.kg.s- 3 s.A

volt

V

W/A

m2.kg.s- 3.A- 1

farad ohm siemens

F Ω S

C/V V/A A/V

m- 2.kg- 1• s4• A2 m2.kg.s- 3.A- 2 m- 2.kg- 1.s3.A2

weber

Wb

V.s

m2.kg.s- 2.A- 1

tesla

T

W b /m 2

kg.s- 2.A- 1

henry grrau Celsius (d) g lúmen lux

H °C lm lx

W b /A

m2.kg.s- 2.A- 2 K cd - 2 m .cd

(b) cd.sr

lm/m2

205

s o x e n A


Grandeza Atividade de um radionucleido Dose absorvida, energia mássica, kerma Equivalente de dose, equivalente de dose ambiental, equivalente de dose direcional, equivalente de dose individual Atividade catalítica

Nome becquerel gray

Unidade derivada do SI Expressão em outras Símbolo unidades SI Bq Gy J/kg

sievert

Sv

katal

kat

Expressão em unidades SI de base s- 1 m2.s- 2 m2.s- 2

J/kg

s- 1.mol

(a) O radiano e o esterradiano podem ser úteis nas expressões das unidades derivadas, para distinguir grandezas de natureza diferente com a

mesma dimensão. Os exemplos desta utilização constam do n.° 1.2.3. (b) Só se emprega, na prática e quando é útil, os símbolos rad e sr, mas a unidade derivada «1» é geralmente omitida em combinação com um

valor numérico. Em fotometria, mantém-se mantém-se em geral o nome e o símbolo do esterradiano, esterradiano, sr, sr, na expressão das unidades. unidades. (c) Nomes especiais da unidade de potência; o nome «voltampere» (símbolo «VA»), «VA»), para exprimir a potência aparente da corrente elétrica alter-

nada, e o nome «var» (símbolo «var»), para exprimir a potência elétrica reativa. Os nomes «voltampere» e «var» não estão incluídos nas resoluções da CGPM. (d) Esta unidade pode ser s er utilizada em associação com os prefixos SI, como por exemplo para exprimir o submúltiplo miligrau Celsius, Celsius, m°C.

1.2.3 – Exemplos de unidades derivadas do SI cujo nome e símbolo c ontêm unidades derivadas do SI com nomes e símbolos especiais: Grandeza Viscosidade dinâmica Momento de força Tensão superficial Velocidade angular Aceleração angular Densidade de fluxo térmico, irradiância Capacidade térmica, entropia Capacidade térmica mássica, entropia mássica Energia mássica Condutividade térmica Energia volúmica Campo elétrico Densidade de carga elétrica, carga elétrica volúmica Densidade de carga superficial, carga elétrica superficial Densidade de fluxo elétrico, deslocamento elétrico Permitividade Permeabilidade Energia molar Entropia molar, capacidade térmica molar Exposição (raios X e Y) Débito de dose absorvida Intensidade energética Radiância 206

Unidade derivada do SI Expressão em unidades SI de Nome Símbolo base - 1 pascal segundo Pa.s m .kg.s- 1 newton metro N .m m2.kg.s- 2 newton por metro N/m kg .s- 2 radiano por segundo rad/s m.m- 1.s- 1 = s- 1 radiano por segundo quadrado rad/s2 m.m- 1.s- 2 = s- 2 watt por metro quadrado W/m2 kg.s- 3 joule por kelvin

J/ K

m2.kg.s- 2.K - 1

joule por quilograma kelvin

J/(kg.K)

m2.s- 2.K - 1

joule por quilograma watt por metro kelvin joule por metro cúbico volt por metro

J/kg W/(m.K) J/ m 3 V/m

m2.s- 2 m.kg.s- 3.K - 1 m- 1.kg.s- 2 m.kg.s- 3.A- 1

coulomb por metro cúbico

C/m 3

m- 3.s.A

coulomb por metro quadrado

C/m 2

m- 2.s.A

coulomb por metro quadrado

C/m 2

m- 2.s.A

farad por metro

F/m

m- 3.kg- 1.s4.A2

henry por metro joule por mole joule por mole kelvin coulomb por quilograma gray por segundo watt por esterradiano watt por metro quadrado esterradiano

H/m J/mol J/(mol.K) C/kg Gy / s W/sr

m.kg.s- 2.A- 2 m2.kg.s- 2.mol- 1 m2.kg.s- 2.K- 1.mol- 1 kg - 1.s.A m2.s- 3 m4.m- 2.kg.s- 3 = m2.kg.s- 3

W/(m2.sr)

m2.m- 2.kg.s- 3 = kg.s- 3



1.2.4 – Unidades das grandezas sem dimensão ou de grandezas de dimensão unitária: Determinadas grandezas são definidas pela razão de duas grandezas da mesma natureza; têm uma dimensão que pode ser expressa pelo número um. A unidade associada a tais grandezas é uma unidade derivada coerente com as outras unidades do SI e, como resulta da relação de duas unidades SI idênticas, esta unidade pode ser expressa pelo número um. Assim, a unidade SI de todas as grandezas, cuja dimensão é um produto de dimensão igual a um, é o número um. 1.3 – Prefixos e símbolos de prefixos para formar os nomes e símbolos dos múltiplos e submúltiplos decimais das unidades SI: Fator 1024 1021 1018 1015 1012 109 106 103 102 101

Múltiplos Prefixo Símbolo yotta Y zetta Z exa E peta P tera T giga G mega M quilo k hecto h deca da

Submúltiplos Fator Prefixo Símbolo 10- 1 deci d - 2 10 centi c - 3 10 mili m - 6 10 micro μ - 9 10 nano n - 12 10 pico p 10- 15 femto f - 18 10 atto a 10- 21 zepto z - 24 10 yocto y

1.3.1 – Regra de escrita: Os nomes dos múltiplos e submúltiplos são formados pela simples junção do prefixo ao nome da unidade. 1.3.1.1 – Exceção: Entre as unidades de base do SI, a unidade de massa é a única cujo nome, por razões históricas, contém um prefixo. Os nomes e os símbolos dos múltiplos e submúltiplos

decimais da unidade de massa são formados pela junção dos prefixos à palavra «grama» e os símbolos correspondentes ao símbolo «g». 1.4 – Nomes e símbolos especiais autorizados de unidades não SI: 1.4.1 – Nomes e símbolos especiais autorizados de múltiplos e submúltiplos decimais das unidades SI: Grandeza Volume Massa Pressão

Unidade Nome Símbolo Valor em unidade SI litro (a) l ou L 1 l = 1 dm3 = 10- 3 m3 tonelada (b) t 1 t = 103 kg 1 bar = 0,1 MPa = 100 kPa = (c) bar bar = 1000 hPa = 105 Pa

(a) Os dois símbolos «l» e «L» podem ser usados para a unidade litro,

foram adotados respetivamente pelo CIPM de 1879 e pela Resolução n.° 6 da 16.a CGPM de 1979. (b) A tonelada e o seu símbolo foram adotados pelo CIPM de 1879. (c) O bar e o seu símbolo constam da Resolução n.° 7 da 9. a CGPM

de 1948. Nota. – Os prefixos e seus símbolos listados no n.° 1.3 podem ser

usados em conjunção com as unidades e símbolo desta tabela.

1.4.2 – Nomes e símbolos especiais autorizados de múltiplos e submúltiplos não decimais das unidades SI: Grandeza

Unidade Nome Símbolo Valor em unidade SI

Ângulo plano

grau

°

1° = (π/180) rad

Tempo

minuto segundo minuto hora dia

' '' min h d

1' = (1/60)° = (π /10 800) rad 1'' = (1/60)' = (π /648 800) rad 1 min = 60 s 1 h = 60 min = 3600 s 1 d = 24 h = 86 400 s

Nota. – Os prefixos e seus símbolos listados no n.° 1.3 não se aplicam

aos nomes e símbolos desta tabela.

1.4.3 – Unidades autorizadas cujo valor em unidades SI foi obtido experimentalmente: Grandeza

Unidade Nome

Símbolo

Energia

electrão-volt

eV

Massa

dalton, unidade de massa atómica unificada

Da u

Valor

Definição O eletrão-volt é a energia cinética adquirida por um - 19 1 eV = 1,602 176 53(14) × 10 J eletrão após ter atravessado uma diferença de potencial de 1 V no vazio. A unidade de massa atómica unificada é igual a �⁄�� 12 1 u = 1,660 538 86 (28) × 10 kg da massa de um átomo de C livre, em repouso e no seu estado fundamental. 1 Da = 1 u

- 27

Notas

1 – Os prefixos e seus símbolos listados no n.° 1.3 podem ser usados em conjunção com as unidades e símbolos desta t abela. a r o t i d

2 – Os valores são acompanhados, entre parênteses, com o valor da incerteza padrão (para um fator de expansão k = 1) sobre os dois últimos algarismos.


207

s o x e n A

eu e a química 11_dossie_prof.pdf

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