Upload
trinhphuc
View
296
Download
19
Embed Size (px)
Citation preview
Nome:
Escola:
2a SÉRIEENSINO MÉDIOVolume 2
QUÍMICACiências da Natureza
CADERNO DO PROFESSOR
MATERIAL DE APOIO AOCURRÍCULO DO ESTADO DE SÃO PAULO
CADERNO DO PROFESSOR
QUÍMICAENSINO MÉDIO
2a SÉRIEVOLUME 2
Nova edição
2014-2017
GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO
SECRETARIA DA EDUCAÇÃO
São Paulo
Governo do Estado de São Paulo
Governador
Geraldo Alckmin
Vice-Governador
Guilherme Afif Domingos
Secretário da Educação
Herman Voorwald
Secretária-Adjunta
Cleide Bauab Eid Bochixio
Chefe de Gabinete
Fernando Padula Novaes
Subsecretária de Articulação Regional
Rosania Morales Morroni
Coordenadora da Escola de Formação e Aperfeiçoamento dos Professores – EFAP
Silvia Andrade da Cunha Galletta
Coordenadora de Gestão da Educação Básica
Maria Elizabete da Costa
Coordenadora de Gestão de Recursos Humanos
Cleide Bauab Eid Bochixio
Coordenadora de Informação, Monitoramento e Avaliação
Educacional
Ione Cristina Ribeiro de Assunção
Coordenadora de Infraestrutura e Serviços Escolares
Dione Whitehurst Di Pietro
Coordenadora de Orçamento e Finanças
Claudia Chiaroni Afuso
Presidente da Fundação para o Desenvolvimento da Educação – FDE
Barjas Negri
Senhoras e senhores docentes,
A Secretaria da Educação do Estado de São Paulo sente-se honrada em tê-los como colabo-
radores nesta nova edição do Caderno do Professor, realizada a partir dos estudos e análises que
permitiram consolidar a articulação do currículo proposto com aquele em ação nas salas de aula
de todo o Estado de São Paulo. Para isso, o trabalho realizado em parceria com os PCNP e com
os professores da rede de ensino tem sido basal para o aprofundamento analítico e crítico da abor-
dagem dos materiais de apoio ao currículo. Essa ação, efetivada por meio do programa Educação
— Compromisso de São Paulo, é de fundamental importância para a Pasta, que despende, neste
programa, seus maiores esforços ao intensificar ações de avaliação e monitoramento da utilização
dos diferentes materiais de apoio à implementação do currículo e ao empregar o Caderno nas ações
de formação de professores e gestores da rede de ensino. Além disso, firma seu dever com a busca
por uma educação paulista de qualidade ao promover estudos sobre os impactos gerados pelo uso
do material do São Paulo Faz Escola nos resultados da rede, por meio do Saresp e do Ideb.
Enfim, o Caderno do Professor, criado pelo programa São Paulo Faz Escola, apresenta orien-
tações didático-pedagógicas e traz como base o conteúdo do Currículo Oficial do Estado de São
Paulo, que pode ser utilizado como complemento à Matriz Curricular. Observem que as atividades
ora propostas podem ser complementadas por outras que julgarem pertinentes ou necessárias,
dependendo do seu planejamento e da adequação da proposta de ensino deste material à realidade
da sua escola e de seus alunos. O Caderno tem a proposição de apoiá-los no planejamento de suas
aulas para que explorem em seus alunos as competências e habilidades necessárias que comportam
a construção do saber e a apropriação dos conteúdos das disciplinas, além de permitir uma avalia-
ção constante, por parte dos docentes, das práticas metodológicas em sala de aula, objetivando a
diversificação do ensino e a melhoria da qualidade do fazer pedagógico.
Revigoram-se assim os esforços desta Secretaria no sentido de apoiá-los e mobilizá-los em seu
trabalho e esperamos que o Caderno, ora apresentado, contribua para valorizar o ofício de ensinar
e elevar nossos discentes à categoria de protagonistas de sua história.
Contamos com nosso Magistério para a efetiva, contínua e renovada implementação do currículo.
Bom trabalho!
Herman Voorwald
Secretário da Educação do Estado de São Paulo
Os materiais de apoio à implementação
do Currículo do Estado de São Paulo
são oferecidos a gestores, professores e alunos
da rede estadual de ensino desde 2008, quando
foram originalmente editados os Cadernos
do Professor. Desde então, novos materiais
foram publicados, entre os quais os Cadernos
do Aluno, elaborados pela primeira vez
em 2009.
Na nova edição 2014-2017, os Cadernos do
Professor e do Aluno foram reestruturados para
atender às sugestões e demandas dos professo-
res da rede estadual de ensino paulista, de modo
a ampliar as conexões entre as orientações ofe-
recidas aos docentes e o conjunto de atividades
propostas aos estudantes. Agora organizados
em dois volumes semestrais para cada série/
ano do Ensino Fundamental – Anos Finais e
série do Ensino Médio, esses materiais foram re-
vistos de modo a ampliar a autonomia docente
no planejamento do trabalho com os conteúdos
e habilidades propostos no Currículo Oficial
de São Paulo e contribuir ainda mais com as
ações em sala de aula, oferecendo novas orien-
tações para o desenvolvimento das Situações de
Aprendizagem.
Para tanto, as diversas equipes curricula-
res da Coordenadoria de Gestão da Educação
Básica (CGEB) da Secretaria da Educação do
Estado de São Paulo reorganizaram os Cader-
nos do Professor, tendo em vista as seguintes
finalidades:
incorporar todas as atividades presentes
nos Cadernos do Aluno, considerando
também os textos e imagens, sempre que
possível na mesma ordem;
orientar possibilidades de extrapolação
dos conteúdos oferecidos nos Cadernos do
Aluno, inclusive com sugestão de novas ati-
vidades;
apresentar as respostas ou expectativas
de aprendizagem para cada atividade pre-
sente nos Cadernos do Aluno – gabarito
que, nas demais edições, esteve disponível
somente na internet.
Esse processo de compatibilização buscou
respeitar as características e especificidades de
cada disciplina, a fim de preservar a identidade
de cada área do saber e o movimento metodo-
lógico proposto. Assim, além de reproduzir as
atividades conforme aparecem nos Cadernos
do Aluno, algumas disciplinas optaram por des-
crever a atividade e apresentar orientações mais
detalhadas para sua aplicação, como também in-
cluir o ícone ou o nome da seção no Caderno do
Professor (uma estratégia editorial para facilitar
a identificação da orientação de cada atividade).
A incorporação das respostas também res-
peitou a natureza de cada disciplina. Por isso,
elas podem tanto ser apresentadas diretamente
após as atividades reproduzidas nos Cadernos
do Professor quanto ao final dos Cadernos, no
Gabarito. Quando incluídas junto das ativida-
des, elas aparecem destacadas.
A NOVA EDIÇÃO
Leitura e análise
Lição de casa
Pesquisa em grupo
Pesquisa de
campo
Aprendendo a
aprender
Roteiro de
experimentação
Pesquisa individual
Apreciação
Você aprendeu?
O que penso
sobre arte?
Ação expressiva
!?
Situated learning
Homework
Learn to learn
Além dessas alterações, os Cadernos do
Professor e do Aluno também foram anali-
sados pelas equipes curriculares da CGEB
com o objetivo de atualizar dados, exemplos,
situações e imagens em todas as disciplinas,
possibilitando que os conteúdos do Currículo
continuem a ser abordados de maneira próxi-
ma ao cotidiano dos alunos e às necessidades
de aprendizagem colocadas pelo mundo con-
temporâneo.
Para saber mais
Para começo de
conversa
Seções e ícones
SUMÁRIO
Orientação sobre os conteúdos do volume 7
Situações de Aprendizagem 10
Situação de Aprendizagem 1 – Forças de interação entre partículas que compõem os estados sólido, líquido e gasoso 10
Situação de Aprendizagem 2 – Forças de interação entre partículas e substâncias macromoleculares 33
Situação de Aprendizagem 3 – A pressão atmosférica e sua influência na temperatura de ebulição das substâncias 35
Situação de Aprendizagem 4 – Síntese de ideias sobre a transformação química 46
Situação de Aprendizagem 5 – Aplicações das transformações químicas que ocorrem com o envolvimento de eletricidade 52
Situação de Aprendizagem 6 – Estudando o processo da eletrólise 57
Situação de Aprendizagem 7 – Como funcionam as pilhas 66
Situação de Aprendizagem 8 – Impactos ambientais relacionados ao uso de pilhas e baterias e ao processo de eletrólise 80
Propostas de Situação de Recuperação 87
Recursos para ampliar a perspectiva do professor e do aluno para a compreensão do tema 89
Considerações finais 91
Quadro de conteúdos do Ensino Médio 92
ORIENTAÇÃO SOBRE OS CONTEÚDOS DO VOLUME
A ideia de que as moléculas têm forma
geométrica e que suas propriedades se rela-
cionam com a disposição espacial de seus áto-
mos foi proposta tempos atrás por Nicolas
Lemery (1645-1715).
Atualmente, considera-se que as molé-
culas têm forma geométrica e que essa for-
ma influencia no cheiro, no sabor ou na ação
como medicamento, entre diversas carac-
terísticas das substâncias. Muitas drogas
medicinais tornam-se efetivas devido à sua
semelhança estrutural com a partícula cau-
sadora do distúrbio e, muitas vezes, pequenas
diferenças na disposição espacial dos átomos
podem mudar completamente o efeito de um
medicamento no organismo humano. Diante
dessa realidade, a atenção da comunidade
científica se direcionou para o estudo mais
apurado da estrutura das moléculas e de suas
relações com as propriedades dos materiais.
Considerando que as propriedades físi-
cas das substâncias são determinadas, por
um lado, pela natureza das unidades estrutu-
rais (átomos, moléculas e íons) que as consti-
tuem e, por outro, pela intensidade das forças
de interação que as mantêm unidas (interatô-
micas, intermoleculares e interiônicas), neste
Caderno foram desenvolvidos modelos que
possibilitam explicar a relação das estruturas
das substâncias com a polaridade de molécu-
las e as forças de interação, como as forças de
dispersão de London, as forças eletrostáticas
e as ligações de hidrogênio.
Serão estudados também as transfor-
mações químicas que ocorrem com o envol-
vimento de eletricidade, as suas aplicações
tecnológicas e os aspectos ambientais rela-
cionados a elas. Ao estudar as aplicações das
pilhas, das baterias e dos processos de eletróli-
se, os alunos poderão compreender, dos pon-
tos de vista macro e microscópico, as reações
de oxidorredução que elas envolvem.
Esse estudo terá início com uma discus-
são sobre a importância das pilhas e dos pro-
cessos de eletrólise no sistema produtivo e na
vida em sociedade. Em um segundo momen-
to, a realização de uma eletrólise ajudará o
aluno a perceber que a energia elétrica pode
gerar transformações químicas. A aplicação
de modelos microscópicos que explicam as
observações realizadas permitirá a constru-
ção do conceito de oxidorredução. A mon-
tagem de uma pilha permitirá ao estudante
saber que existem transformações químicas
que geram energia elétrica, entender o funcio-
namento de uma pilha e retomar o conceito
de reação de oxidorredução.
A construção de uma série de reativida-
de tornará possível aos alunos compreender
que se pode prever a ocorrência de reações de
oxidorredução.
7
Química – 2a série – Volume 2
Finalizando, é proposto um estudo sobre
impactos ambientais associados ao uso de
pilhas, baterias e processos de eletrólise.
Conhecimentos priorizados
Os assuntos tratados neste Caderno preten-
dem formar alunos capazes de compreender os
processos químicos e de desenvolver modelos
explicativos, em nível microscópico, coerentes
com as propriedades macroscópicas manifesta-
das pelas substâncias. Ao final do estudo espe-
ra-se que os estudantes sejam capazes de:
explicar as propriedades de sólidos iônicos,
elaborando modelos a partir da ideia de
interações eletrostáticas entre íons de car-
gas opostas;
explicar as propriedades de substâncias mo-
leculares, como a água e outras, a partir do
estudo dos diversos tipos de forças de intera-
ção: forças de dispersão, dipolo-dipolo, liga-
ções de hidrogênio e ligações interatômicas;
relacionar propriedades como temperatu-
ras de fusão e de ebulição, condutibilida-
de elétrica, solubilidade e estruturas para
explicar microscopicamente os diferentes
comportamentos das substâncias;
compreender as ligações de hidrogênio
e explicar as propriedades peculiares da
espécie química água, importantes para a
vida neste planeta;
conhecer propriedades de substâncias
macromoleculares, que fazem parte do
nosso dia a dia, para compreender por
que são utilizadas para determinadas
finalidades;
relacionar temperatura de ebulição e pres-
são de vapor com pressão atmosférica para
compreender o comportamento dos líqui-
dos em diferentes localidades e o aproveita-
mento dessa relação no sistema produtivo;
compreender a importância das pilhas e
baterias para o sistema produtivo, conhe-
cendo as suas aplicações e os impactos
decorrentes da sua utilização, e refletir
sobre o consumo e o descarte conscientes;
observar e coletar dados experimentais
sobre as transformações químicas que
ocorrem com o envolvimento de corrente
elétrica e interpretá-los;
compreender que as transformações quí-
micas podem produzir corrente elétri-
ca e que esta pode gerar transformações
químicas;
aplicar modelos sobre a constituição da
matéria para explicar o funcionamento das
pilhas e os processos de eletrólise;
compreender que os metais e seus íons
possuem diferentes reatividades e aplicar
esse conceito para prever a ocorrência de
transformações químicas;
8
representar transformações de
oxidorredução.
Competências e habilidades
Compreender e utilizar a linguagem pró-
pria da Química, por meio de fórmulas
moleculares e estruturais, na representação
de sólidos iônicos, substâncias moleculares
e metálicas;
propor modelos explicativos utilizando
conhecimentos anteriormente adquiridos
que possibilitem a compreensão dos dife-
rentes tipos de forças de interação e sua
relação com a estrutura e o comportamen-
to das substâncias;
selecionar, organizar, relacionar e interpre-
tar dados, contidos em textos, gráficos e
tabelas, a respeito do comportamento dos
materiais, para tomar decisões quanto ao
seu uso pela sociedade;
selecionar informações sobre as proprie-
dades dos materiais e suas estruturas para
construir argumentação consistente;
recorrer aos conhecimentos desenvolvidos
para elaboração de propostas de interven-
ção solidária na realidade.
Metodologia e estratégia
Assim como nos volumes anteriores, neste
Caderno procurou-se utilizar metodologias e
estratégias de ensino que propiciassem a par-
ticipação ativa dos estudantes na construção
do seu próprio conhecimento e no desenvolvi-
mento de competências relacionadas ao apri-
moramento de sua cidadania. Com o intuito de
levar em conta os conhecimentos prévios dos
estudantes em relação aos assuntos tratados, as
atividades são iniciadas a partir de situações e
questões que proporcionam a evocação desses
conhecimentos, mais especificamente aqueles
sobre ligações químicas. Além disso, a leitura
de tabelas e a construção de gráficos são pro-
postas de maneira que os alunos possam elabo-
rar ideias e chegar a conclusões sobre os fatos
e fenômenos apresentados. Sugere-se uma ati-
vidade de pesquisa bibliográfica, solicitando
informações sobre materiais cujos usos são
importantes para a sociedade e a elaboração de
cartazes para comunicação dos resultados.
Avaliação
A avaliação deve ser feita ao longo do
desenvolvimento das atividades, com o obje-
tivo de verificar a aprendizagem dos concei-
tos discutidos, como também a capacidade
de utilizar a linguagem química e aplicar os
conhecimentos elaborados.
9
Química – 2a série – Volume 2
SITUAÇÕES DE APRENDIZAGEM
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 1FORÇAS DE INTERAÇÃO ENTRE PARTÍCULAS
QUE COMPÕEM OS ESTADOS SÓLIDO, LÍQUIDO E GASOSO
Conteúdos e temas: interações entre íons, átomos e moléculas: volatilidade, temperaturas de fusão e de ebulição e forças de interação.
Competências e habilidades: construir e interpretar o conceito de forças interpartículas, relacionando-as às propriedades das substâncias iônicas, moleculares e metálicas; aplicar os conhecimentos adquiridos em situações do cotidiano que envolvem diferentes tipos de interação.
Sugestão de estratégias de ensino: trabalho em grupo; análise de tabelas; interpretação de gráfi-cos; aulas expositivas dialogadas; pesquisas; atividade prática; elaboração de textos; seminários.
Sugestão de recursos: material para atividade prática; atividades propostas.
Sugestão de avaliação: questões propostas; elaboração de texto; busca em fontes de informação; apresentação de seminários; atividade-síntese.
Nesta Situação de Aprendizagem, os estu-
dantes são convidados a analisar como as
propriedades físicas – estado físico, tempe-
raturas de fusão e de ebulição e condutibili-
dade elétrica – estão relacionadas à estrutura
microscópica das substâncias e à intensidade
das forças de interação (atrações e repulsões
interatômicas, intermoleculares e interiôni-
cas) que as mantêm unidas. Espera-se que
sejam capazes de propor ideias explicativas
para o comportamento macroscópico, consi-
derando que tais propriedades são decorren-
tes da natureza das unidades estruturais que
constituem as substâncias.
Atividade 1 – Leitura de texto
Com a intenção de evocar os conhecimen-
tos prévios dos estudantes sobre o assunto,
você pode iniciar o tema apresentando o texto
e as questões seguintes para ser resolvidas por
eles e, posteriormente, discutidas com toda a
classe.
10
Questões para análise do texto
1. Represente por meio de um desenho o
chamado ciclo hidrológico, ilustrando
Em nosso planeta, a água encon-tra-se nos estados sólido, líquido e gasoso. A água doce disponível
(no máximo 0,3% de toda a água do planeta) já teria sido totalmente consumida se não fosse o ciclo hidrológico, que envolve, sob a ação da energia solar, o movimento contínuo das águas, distribuindo-as em diferentes regiões do pla-neta: estado sólido nas geleiras e calotas polares;
estado líquido nos oceanos, mares, rios, lençóis freáticos etc.; estado gasoso (vapor-d’água) na atmosfera. Esse movimento se dá por meio de transformações, algumas envolvendo mudanças de fase – como a evaporação, a transpiração e a condensação – que culminam com a precipita-ção da água, na forma de chuva, e sua infiltra-ção nas camadas subterrâneas do solo. Esses processos estão representados a seguir:
+ energia + energia
H2O(1) H2O(g)H2O(s)
– energia – energia
todas as transformações citadas no texto.
Verifique se os desenhos produzidos contêm os elementos
do ciclo hidrológico. Uma possibilidade é apresentada na
Figura 1.
Precipitação e evaporação deslocam quase 500 km3 de água ao ano
Precipitação: 111 km3
superficial
Percolação
Evaporação: 71 km3
Retorno ao oceano: 40 km3 Oceanos
Evaporação: 425 km3Transpiração
LagoTerra
Rio
Precipitação: 385 km3
Fluxo subterrâneo
Vapor transportado para a terra
firme: 40 km3
Escorrimento
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
Figura 1. Ilustração esquemática do ciclo hidrológico. Fonte: Secretaria da Educação. Água hoje e sempre: consumo sustentável. São Paulo: CENP, 2002. p. 170.
Elaborado por Maria Eunice Ribeiro Marcondes e Yvone Mussa Esperidião especialmente para o São Paulo faz escola.
11
Química – 2a série – Volume 2
2. Considerando que a água quimicamente
pura, esteja ela nos estados sólido, líqui-
do ou gasoso, é constituída unicamente
de partículas de H2O, como explicar, em
nível microscópico, o que ocorre para que
a água possa existir nesses três estados físi-
cos? Represente com desenhos, explicando-
-os brevemente.
Não se espera que os alunos deem respostas completas, ci-
tando interações intermoleculares. Espera-se que percebam
que devem existir forças de diferentes magnitudes. Assim, au-
xiliados por você, professor, eles poderão apresentar respos-
tas como a que segue: “No estado sólido, as partículas de H2O
possuem pequena liberdade de movimentação, ocupam po-
sições fixas e apenas vibram. No estado líquido, as interações
entre as partículas são mais fracas; a energia recebida permi-
te maior liberdade de movimentação, o suficiente para que
a água se mantenha líquida. No estado gasoso, as interações
tornam-se mais fracas, as partículas mantêm-se muito afasta-
das, desorganizadas e com grande mobilidade, o suficiente
para que a água permaneça nesse estado”.
Grade de avaliação da atividade 1
Ao propor essa atividade, não se deve espe-
rar que os alunos deem respostas em termos
de interação intermolecular; o que se pretende
é que percebam a existência de interações, não
somente entre os átomos de hidrogênio (H) e
oxigênio (O) na partícula H2O, como foi estu-
dado, mas também entre as partículas H2O
na massa líquida, sólida ou gasosa. Com esse
propósito, ao discutir a questão, deve-se refor-
çar a ideia da existência dessas forças, ques-
tionando-os sobre o que deve ocorrer no nível
microscópico para que a água, interagindo
com a energia, seja sólida, líquida ou gasosa.
Talvez seja interessante levar os alunos a pen-
sar que as partículas no estado líquido devem
estar próximas, mas com certa liberdade de
movimento. Quanto maior a energia recebi-
da, mais intensa a sua movimentação. Já no
estado sólido, as interações entre as partícu-
las devem ser mais fortes, fazendo-as ocupar
posições fixas, apenas vibrando em torno des-
sas posições – quanto maior a energia, mais
intensa a vibração –, mantendo-se, porém,
organizadas em certa estrutura. No estado
gasoso, a liberdade de movimento é tal que
as partículas ficam muito distantes umas das
outras, não havendo organização.
A representação do ciclo hidrológico por
meio de desenho é uma forma de os alunos
expressarem seu pensamento e de demons-
trarem sua compreensão.
Atividade 2 – Forças de interação entre íons: explicando propriedades de sólidos iônicos
Nesta atividade, em um primeiro momen-
to, podem-se organizar os alunos em grupos e
sugerir a eles que retomem as informações sobre
propriedades de algumas substâncias estuda-
das no volume anterior – NaCl, NaBr, MgCl2,
BaCl2, Na2O, CaO, BaO, MgO, C4H10 (butano)
e C8H18 (octano) –, tais como estado físico, tem-
peraturas de fusão e de ebulição, condutibilida-
de elétrica, solubilidade em água e outras.
1. Veja a lista de substâncias a seguir: cloreto
de sódio (NaCl), brometo de sódio (NaBr),
cloreto de magnésio (MgCl2), cloreto de
bário (BaCl2), óxido de sódio (Na2O), óxi-
12
do de cálcio (CaO), óxido de bário (BaO),
óxido de magnésio (MgO), butano (C4H10)
e octano (C8H18). Busque, de acordo com
a orientação do professor, informações so-
bre propriedades dessas substâncias, com-
pletando os espaços da tabela seguinte.
SubstânciaEstado físico a 25 oC
Temperatura de fusão (oC)
Temperatura de ebulição a
1 atm (oC)
Condutibilidade elétrica Solubilidade
em água
Caráterpredominante
da ligaçãoSólido Líquido
Cloreto de sódio (NaCl) Sólido 801 1 413 Isolante Condutor Solúvel Iônica
Brometo de sódio (NaBr) Sólido 747 1 390 Isolante Condutor Solúvel Iônica
Cloreto de magnésio (MgCl2)
Sólido 714 1 412 Isolante Condutor Solúvel Iônica
Cloreto de bário (BaCl2)
Sólido 962 1 560 Isolante Condutor Solúvel Iônica
Óxido de sódio (Na2O) Sólido
1 275 (Sublima)
Decompõe-se Isolante CondutorSolúvel (forma o hidróxido)
Iônica
Óxido de cálcio (CaO) Sólido 2 614 2850 Isolante Condutor
Solúvel (forma o hidróxido)
Iônica
Óxido de bário (BaO) Sólido 1 918 2000 Isolante Condutor
Solúvel (forma o hidróxido)
Iônica
Óxido de magnésio (MgO)
Sólido 2 852 3 600 Isolante Condutor Pouco solúvel Iônica
Butano (C4H10) Gasoso –135 –0,48 Isolante Isolante Pouco solúvel Covalente
Octano (C8H18) Líquido –57 126 Isolante Isolante Pouco solúvel Covalente
Tabela 1.
2. Analise as propriedades das substâncias e
identifique o tipo de ligação que pode estar
ocorrendo entre as partículas que as cons-
tituem.
Analisando essas propriedades, pode-se observar que tais subs-
tâncias, com exceção do butano e do octano, são sólidas à tem-
peratura ambiente, solúveis em água (com exceção do MgO,
os óxidos reagem com água, formando hidróxidos), apresentam
temperaturas de fusão e ebulição elevadas e não conduzem
corrente elétrica no estado sólido, mas são condutoras quando
líquidas. É importante que os alunos concluam, analisando essas
propriedades, que essas substâncias devem ser constituídas por
íons de cargas opostas, ou seja, são compostos iônicos. No caso
do butano e do octano, as ligações estabelecidas entre os áto-
mos são predominantemente covalentes.
3. Como você explicaria as temperaturas de
fusão e de ebulição das substâncias, con-
siderando as interações entre as partículas
que as constituem?
13
Química – 2a série – Volume 2
As altas temperaturas de fusão e de ebulição das substâncias
podem ser explicadas se considerarmos que são fortes as intera-
ções entre as partículas que as constituem, podendo-se admitir
que são íons de cargas opostas. Butano e octano são compostos
covalentes cujas partículas interagem de maneira fraca, o que
pode explicar as baixas temperaturas de fusão e ebulição.
Para deixar claras as interações eletrostá-
ticas entre os íons de carga positiva e os de
carga negativa, pode ser problematizada a for-
mação de um composto iônico, por exemplo:
Como os íons Na+ e Cl– interagem para for-
mar o sólido NaCl?
Modelo para cristais de cloreto de sódio
Por menor que seja um cristal de substância
iônica, ele é constituído por trilhões de cátions e
ânions. Como esses íons se distribuem para for-
mar os cristais?
Para buscar a resposta a essa questão, você e
seus colegas de grupo, com a orientação do profes-
sor, construirão um modelo de cristal de cloreto de
sódio (NaCl) tridimensional.
Materiais
fita adesiva (ou palitos de dente);
seis esferas de isopor (ou de massa de mode-
lar), sendo três de determinado diâmetro e as
outras três com o dobro do diâmetro das pri-
meiras (sugerimos 3 cm e 6 cm de diâmetro,
respectivamente);
cristais de NaCl preparados com antecedên-
cia por recristalização.
Procedimento
Para construir o modelo, baseie-se na
seguinte informação: o raio do íon Cl– é prati-
camente o dobro do raio do íon Na+ (observe as
representações a seguir).
Na+ Cl–
Discuta com seus colegas do grupo uma forma
de unir as seis esferas de isopor (ou de massa de
modelar) de modo a obter um modelo que repre-
sente três agregados NaCl unidos entre si.
Extraído de: AMBROGI, Angélica; VERSOLATO, Elena
F.; LISBÔA, Júlio César Foschini. Unidades modulares de
Química. CECISP (Centro de Ensino de Ciências de São
Paulo). São Paulo: Hamburg, 1987. p. 26-27.
Como fazer os alunos perceberem as
interações eletrostáticas entre Na+ e Cl–, ou
seja, a união por forças atrativas entre par-
tículas eletrizadas de cargas opostas? Como
fazê-los perceber a formação da rede tridi-
mensional do cloreto de sódio, no qual cada
íon Cl– é rodeado por seis íons Na+ e cada íon
de sódio é rodeado por seis íons de cloreto?
A atividade a seguir, para a qual os alunos
podem ser divididos em grupos, poderá aju-
dá-los a adquirir essa compreensão. Antes
de iniciá-la, leia com atenção as observações
apresentadas na Grade de avaliação da ativi-
dade 2.
14
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
Questões para a sala de aula
1. O que levou seu grupo a decidir sobre a
distribuição das esferas no modelo?
Sendo íons de cargas opostas, entre eles existem interações
eletrostáticas que determinam a disposição alternada no cristal.
2. Sob orientação do seu professor, reúna-se
aos colegas dos demais grupos e, juntos,
utilizando todos os conjuntos construídos,
montem um “edifício” de íons, ou seja, um
cristal de NaCl.
O cristal (tridimensional) assemelha-se a um cubo.
3. Descreva como os cátions Na+ e os ânions
Cl– estão dispostos no modelo elaborado.
Cada cátion Na� é rodeado por seis ânions Cl– e cada ânion
cloreto, por sua vez, é rodeado por seis cátions Na�.
4. As faces de um cristal de NaCl formam en-
tre si ângulos de 90o. Isso é resultado do
arranjo dos íons que constituem o cristal.
Compare o modelo que foi construído aos
cristais de cloreto de sódio apresentados
por seu professor. Em ambos, as faces for-
mam entre si ângulos de 90o?
Sim, as faces formam ângulos de 90o, como em um cubo.
5. Faça um desenho que represente os íons
em um cristal de NaCl.
Uma representação possível é mostrada na Figura 2.
6. Proponha uma explicação para o fato de os
íons Na+ e Cl– se manterem unidos no cristal.
Os íons se atraem e se mantêm unidos porque as interações
entre eles são fortes.
Desafio!
1. Procure explicar por que sólidos iô-
nicos como, por exemplo, o cloreto
de sódio não conduzem corrente elé-
trica.
As fortes interações entre os íons Na� e Cl– no NaCl
os mantêm “presos” uns aos outros, restritos à vi-
bração em torno de posições fixas no retículo cris-
talino, formando um “edifício” de íons, o que im-
pede o livre movimento de cargas elétricas. Dessa
forma, é possível explicar por que o cloreto de
sódio sólido não é condutor de corrente elétrica.
Para demolir esse “edifício” de íons, provocando
sua separação, é necessário fornecer energia até
que a movimentação das partículas seja suficien-
temente intensa.
2. Considerando o modelo de intera-
ções eletrostáticas entre íons, como
você explicaria as altas temperaturas
de fusão e de ebulição que os sólidos
iônicos apresentam?
As altas temperaturas de fusão podem ser explica-
das considerando-se a intensidade das forças que
mantêm os íons unidos no sólido. Assim, deve ser
fornecida energia suficiente para que sejam supera-
das as forças atrativas entre os íons e para que estes
adquiram a mobilidade própria da fase líquida. As
altas temperaturas de ebulição podem ser explica-
das da mesma forma.
Figura 2.
15
Química – 2a série – Volume 2
I II III
Temperatura de fusão (oC) 306 80 122
Solubilidade em água Muito solúvel Insolúvel Pouco solúvel
É possível sugerir aos alunos que, a partir
dos desenhos feitos para representar o arranjo
de íons no estado sólido, eles esquematizem o
arranjo no estado líquido. A estrutura de esfe-
ras montada anteriormente também pode ser
utilizada, com os alunos “desmontando” o sóli-
do para representar o líquido. Como síntese,
você pode mencionar que são necessárias tem-
peraturas muito altas para que os íons adquiram
energia cinética suficiente para superar as for-
ças atrativas entre eles e alcancem a liberdade de
movimento, característica da fase líquida.
Para verificar a aprendizagem, a seguinte
questão pode ser proposta.
(Fuvest – 1998 – adaptada) A tabe-
la a seguir apresenta propriedades
de três amostras de sólidos brancos:
I, II e III. Sabendo-se que os três sólidos devem
ser naftaleno (C10H8), nitrato de sódio (NaNO3)
ou ácido benzoico (C7H6O2), qual dos compos-
tos pode ser o nitrato de sódio? Justifique. Para
responder, leve em conta as propriedades indi-
cadas na tabela.
Mesmo sem conhecer as fórmulas estruturais dos compostos
orgânicos, o aluno pode resolver a questão baseando-se nas pro-
priedades das substâncias iônicas que já aprendeu e em conhe-
cimentos que já tem sobre as propriedades de alguns compostos
orgânicos. Dessa maneira, pode responder: o sólido I tem as ca-
racterísticas de um sólido iônico: muito solúvel em água e ele-
vada temperatura de fusão, indicando fortes interações entre os
íons que o constituem. Assim, o nitrato de sódio deve ser o sólido
I. Analisando as propriedades dos outros sólidos (II e III), o aluno
pode inferir que, por apresentarem temperaturas de fusão rela-
tivamente baixas, devem ser formados por ligações covalentes.
Grade de avaliação da atividade 2
Na atividade proposta, com bolinhas de
isopor (ou de massa de modelar), o que se
espera é que os alunos construam os mode-
los de cristal de NaCl unindo íons Na+ com
íons Cl–, considerando que são íons de cargas
opostas e que têm diâmetros diferentes.
Na Lição de casa, é importante que os alu-
nos percebam que a relação entre a ligação
iônica e a temperatura de fusão e a solubili-
dade em água do nitrato de sódio se justifica
pelo fato de existirem interações eletrostáticas
muito fortes entre as partículas Na+ e NO– .
Lembre que a ligação iônica já foi estudada
no volume 1 da 2a série. Os alunos podem
ficar confusos com as fórmulas do naftaleno
e do ácido benzoico. Você pode sugerir que
verifiquem as fórmulas do octano e do buta-
no e que as comparem com as dos compostos
citados.
Observações
A recristalização do cloreto de sódio deve
ser realizada com antecedência para eco-
nomia de tempo, pois atividade semelhan-
te foi proposta em estudo anterior. Você
3
Tabela 2.
16
deve, apenas, deixar disponíveis alguns
cristais para efeito de comparação.
Ao montar o modelo de NaCl, é possível
que alguns alunos disponham as esferas em
linha reta. Você deve estar atento a isso e
chamar a atenção para o fato de que se tra-
ta de um cristal, ou seja, um sólido; portan-
to, pode-se supor que seus átomos devem
ser dispostos em camadas superpostas.
Explique também que é esperado que os
íons se atraiam e se mantenham unidos por-
que as atrações são consideradas intensas.
Atividade 3 – Forças de interação e substâncias moleculares: quais forças de interação mantêm as moléculas unidas?
Nesta atividade pretende-se, a partir de
fatos apresentados, oferecer aos alunos a opor-
tunidade de propor ideias que expliquem como
as propriedades das substâncias são determinadas
pela natureza das forças de interação que atuam
entre suas moléculas (forças intermoleculares) –
forças de atração dipolo-dipolo, ligações de hidro-
gênio – e a geometria das moléculas. Embora mais
fracas que as ligações iônicas ou covalentes, as for-
ças de interação permitem explicar os estados de
agregação da matéria. Tais forças são de natureza
eletrostática, resultantes de atrações entre nuvens
eletrônicas e os núcleos dos átomos.
As forças de interações intermoleculares
são comumente chamadas de forças de van der
Waals, em homenagem ao físico alemão Johannes
Diderik van der Waals (1837-1923), que conside-
rou a existência de atrações intermoleculares em
gases como o nitrogênio, o oxigênio e o hidrogênio,
entre outros, e ganhou o Prêmio Nobel em 1910.
A atividade poderá ser iniciada após a
retomada dos dados sobre o butano.
Questões para a sala de aula
Considere os dados fornecidos a seguir
sobre o butano:
Estado físico a 25 oC
Temperatura de ebulição a 1 atm (oC)
Temperatura de fusão (oC)
Butano (C4H10) Gasoso – 0,48 – 135
1. Levando-se em conta que os valores de ele-
tronegatividade dos átomos de C e H são
bem próximos (C = 2,5; H = 2,2), que tipo
de ligação deve existir entre esses átomos
no butano? Explique.
Como os valores de eletronegatividade dos átomos de C e H
são bem próximos, o butano deve ser formado por ligações
covalentes. É provável que as ligações sejam pouco polares,
pois a diferença de eletronegatividade entre C e H é pequena.
Tabela 3.
2. Represente, por meio de desenhos, as mo-
léculas que compõem o butano no estado
gasoso e no estado líquido. Em que dife-
rem as representações?
Os alunos podem fazer desenhos mostrando que as moléculas no
estado líquido estão mais próximas do que no estado gasoso. Podem
explicar que, no estado líquido, elas permanecem mais próximas
umas das outras por causa das forças de atração entre elas e que,
no estado gasoso, ficam afastadas umas das outras, desorganizadas,
17
Química – 2a série – Volume 2
3. Proponha ideias que expliquem o que man-
tém as moléculas do butano mais próximas
umas das outras quando este se encontra
no estado líquido.
A molécula do butano (C4H
10) é apolar. Assim, para que ele se
mantenha líquido, pode-se admitir que existem forças atrativas
fracas entre as moléculas e que, embora fracas, são suficiente-
mente intensas para favorecer a permanência do butano nesse
estado.
Não se espera que os alunos apresentem
uma ideia compatível com o modelo de inte-
rações intermoleculares. O que se pretende,
neste momento, é que eles percebam que deve
haver alguma força de interação entre essas
moléculas. Você pode então trabalhar o con-
ceito de polaridade. O butano é apolar, ou
seja, não tem polos. Entretanto, em um deter-
minado instante, a nuvem eletrônica pode
estar concentrada em uma região da molécu-
la, o que causa, nesse instante de tempo, uma
carga parcial negativa nessa região e uma car-
ga parcial positiva na outra região da molé-
cula. Essas cargas instantâneas estabelecem
um dipolo temporário na molécula, chamado
de dipolo instantâneo. O dipolo formado pode
induzir outro dipolo em uma molécula adja-
cente. Esses dipolos temporários orientados
na mesma direção resultam em forças atra-
tivas entre as moléculas (chamadas forças de dispersão de London).
4. Explique, com suas palavras, o tipo de in-
teração entre as moléculas de butano, cha-
mado “forças de dispersão de London”.O aluno vai elaborar um texto próprio. É importante que con-
tenha ideias sobre o fato de a molécula ser apolar e que cite
que as interações podem se dar por meio da formação de
dipolos instantâneos. Tais interações são fracas, o que pode
explicar o estado físico do butano à temperatura ambiente.
5. Comparando a intensidade das interações
intermoleculares do tipo “forças de disper-
são de London” com a das interações ele-
trostáticas que dão origem à ligação cova-
lente, quais devem ser mais fortes, ou seja,
quais interações precisam de mais energia
para ser superadas? Justifique.
As interações eletrostáticas que dão origem à ligação cova-
lente são mais fortes do que as interações por dipolos instan-
tâneos. Pode-se justificar considerando a mudança do esta-
do líquido para o gasoso, em que são superadas as forças de
interação entre as moléculas, embora não sejam rompidas
as ligações covalentes entre os átomos que as constituem.
6. Utilizando seus conhecimentos sobre
as forças de interação entre as molécu-
las, como você explicaria o que acontece
quando o butano líquido é aquecido até a
ebulição?
Com o aquecimento, a energia cinética das moléculas au-
menta o suficiente para superar as forças de interação entre
elas e levar o butano do estado líquido ao gasoso.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
Figura 3.
porque as forças de atração entre elas praticamente inexistem. Uma
possibilidade de desenho é apresentada na Figura 3.
18
É possível explicar que a energia que está
sendo fornecida é utilizada para vencer as
interações entre as moléculas, e não para
romper as ligações covalentes entre os áto-
mos. Como as interações “forças de disper-
são de London” são fracas, a quantidade de
energia a ser fornecida deve ser baixa para
superá-las.
7. Utilize as ideias estudadas sobre forças de
interação interpartículas para explicar o
estado físico do gás hidrogênio à tempera-
tura ambiente e à temperatura de –255 °C,
lembrando que sua temperatura de ebuli-
ção é –252,8 °C e a de fusão é –259,2 °C,
bem próximas do zero absoluto (zero abso-
luto: 0 K = –273 °C). Faça desenhos para
representar as interações entre as molécu-
las nas duas temperaturas.
À temperatura ambiente, o hidrogênio se encontra no esta-
do gasoso, o que mostra que as interações entre suas mo-
léculas são fracas. A –255 °C, o hidrogênio se encontra no
estado líquido; como essa temperatura é muito baixa, pode-
-se supor que as interações entre os dipolos instantâneos das
moléculas são muito fracas. O desenho deve mostrar molé-
culas diatômicas e indicar, de alguma forma, essa baixíssima
interação entre elas.
8. Como estudado no volume 1, admite-se
que a ligação entre os átomos de H e de Cl
na molécula de HCl envolve uma distribui-
ção assimétrica de elétrons, favorecendo a
formação de um dipolo permanente na mo-
lécula. Levando isso em conta, tente prever
que tipo de interação ocorre entre as molé-
culas de HCl. Faça um desenho que repre-
sente essas interações.
++ - -
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
Considerando que as moléculas de HCl são polares, pode-se
prever que as forças de atração que as mantêm unidas ocor-
rem entre dipolos; por isso, são chamadas ligações dipolo-
-dipolo. Uma representação possível é mostrada na Figura 4.
9. Considerando o valor da temperatura de
ebulição do HCl (–85 °C), quais devem ser
mais fortes: as ligações covalentes existentes
entre os átomos de H e de Cl na molécula de
HCl ou as interações chamadas dipolo-di-
polo entre as moléculas de HCl? Justifique.
Sabendo que a mudança de estado físico implica o rompi-
mento de interações intermoleculares e que, em condições
ambientes, o HCl é um gás (sua temperatura de ebulição é
de –85 °C), pode-se concluir que é preciso fornecer pouca
energia para que o HCl passe do estado líquido para o gaso-
so, ou seja, pouca energia é necessária para romper as intera-
ções entre as moléculas de HCl no estado líquido. As ligações
covalentes, por sua vez, não são rompidas com a mudança de
estado físico; portanto, elas são mais fortes que as interações
intermoleculares dipolo-dipolo.
Quais são as possíveis ligações
intermoleculares de cada uma das
espécies químicas apresentadas na
tabela a seguir?
Figura 4.
19
Química – 2a série – Volume 2
Substância Temperatura de ebulição a 1 atm (°C) Polaridade da molécula Ligações intermoleculares
Fluoreto de hidrogênio (HF) 19 Polar Ligação de hidrogênio
Cloreto de hidrogênio (HCl) – 85 Polar Dipolo-dipolo
Metano (CH4) – 161,5 Apolar Forças de London
Neônio (Ne) – 196 Apolar Forças de London
Argônio (Ar) – 186 Apolar Forças de London
Amônia (NH3) – 33 Polar Ligações de hidrogênio
Não se deve esperar nem exigir, nes-
te momento, explicações utilizando a ideia
de ligação de hidrogênio (no caso de HF
e NH3). Basta que o aluno perceba que as
forças eletrostáticas de interação são mais
intensas. O conceito de interação por liga-
ção de hidrogênio será introduzido mais
adiante.
A seguir é apresentada uma atividade que
permite ampliar os conceitos desenvolvidos
e relacionar as forças intermoleculares de
interação com o tamanho das moléculas e
suas massas molares. Os alunos podem tra-
balhar em grupos, procurando responder às
questões propostas para uma posterior dis-
cussão coletiva. Podem também redigir um
texto que sintetize as ideias elaboradas, o
que contribuirá para o desenvolvimento de
competências relativas à comunicação e à
expressão.
1. Leia o texto que segue e consi-
dere os dados da tabela.
Tabela 4.
Para melhor aproveitamento do
combustível, a formulação da gaso-
lina automotiva utilizada em locais de
clima mais quente difere daquela empre-
gada em regiões mais frias. No primeiro
caso, a gasolina contém uma mistura
de hidrocarbonetos (substâncias forma-
das somente por átomos de hidrogênio
e carbono) com menores quantidades de
compostos de baixa massa molar, como
butanos e pentanos. Isso ocorre porque,
quando comparamos hidrocarbonetos de
diferentes massas molares, verificamos
que aqueles que possuem cadeias com
maior número de carbonos apresentam
temperaturas de ebulição maiores e, por-
tanto, são menos voláteis (têm mais difi-
culdade de passar para o estado gasoso)
e sofrem menor perda de material para o
ambiente.
Elaborado por Maria Fernanda Penteado Lamas especialmente para o São Paulo faz escola.
20
a) Quais dessas substâncias são gases à
temperatura ambiente a 1 atm?
São gases à temperatura ambiente o metano (CH4), o etano
(C2H
6), o propano (C
3H
8) e o butano (C
4H
10). (Temperaturas
de ebulição abaixo da temperatura ambiente [25 oC] a 1 atm.)
Alcanos Massa molar (g · mol–1) Temperatura de ebulição a 1 atm (oC)
CH4 (metano) 16 – 161,5
C2H6 (etano) 30 – 88,6
C3H8 (propano) 44 – 42,1
C4H10 (butano) 58 – 0,48
C5H12 (pentano) 72 36,1
C6H14 (hexano) 86 68,7
C8H18 (octano) 114 126
C16H34 (hexadecano) 226 288
C20H42 (eicosano) 282 345
Tabela 5.
b) Com os dados da tabela, construa um
gráfico relacionando temperaturas de
ebulição e massas molares dos alcanos.
O aluno pode construir gráficos com diferentes escalas. Um
exemplo é mostrado na Figura 5.
Temperatura de ebulição de alcanos em função das massas molares
Massa (g · mol–1)
Tem
pera
tura
de
ebul
ição
(o C
)
400
300
200
100
-200
-100
0
200 300100 250
Figura 5.
21
Química – 2a série – Volume 2
pentano
TE (1 atm) = 36,1 °C
metilbutano
TE (1 atm) = 28 °C
dimetilpropano
TE (1 atm) = 9,5 °C
H H H H H H
HHHHH H
CC C
C CC
H
H C CC
C
H
H H H H
H H
H
H
H
H H
H
H HH H
HH
H
H
C
H
C
C
C C
CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 CH3 CH3
CH3
CHCH2 CH3
CH3
CH3
CH3
C
c) A curva obtida no gráfico mostra que
existe uma relação entre as grandezas
consideradas? Se sim, como você expli-
ca tal relação?
Sim, quanto maior a massa molar, mais elevada a temperatura de
ebulição. Moléculas constituídas dos mesmos elementos quími-
cos, com massas moleculares maiores, têm maior número de áto-
mos e apresentam maior tamanho. Moléculas pequenas formam
dipolos instantâneos com menor facilidade do que moléculas
maiores formadas pelos mesmos elementos. Pode-se afirmar,
portanto, que as forças de London são mais fracas no metano.
d) Procure relacionar a informação conti-
da no texto com as respectivas tempe-
raturas de ebulição, massas molares e
estados físicos dos alcanos da tabela.
Levando em conta que os alcanos são
apolares, quais forças estão envolvidas
na vaporização dessas substâncias?
Os compostos de menores massas molares possuem tempe-
raturas de ebulição menores. Isso porque as interações entre
suas moléculas são menos intensas do que nos compostos de
massas molares maiores. Portanto, esses compostos devem
ser evitados na formulação de gasolinas utilizadas em regiões
quentes, pois levarão a perdas por evaporação. As forças de
London estão envolvidas na vaporização.
2. Os alcanos pentano, metilbutano e dime-
tilpropano apresentam a mesma fórmula
molecular, C5H12, e, consequentemente,
a mesma massa molar. São mostradas,
em seguida, diferentes representações
desses alcanos e suas respectivas tempe-
raturas de ebulição. As representações
da primeira linha da tabela permitem
visualizar como os átomos se ligam nas
moléculas e também as interações inter e
intramoleculares.
Tabela 6.
22
Considerando a disposição espacial dos
átomos nessas moléculas, proponha ideias
sobre como os fatores estruturais podem
influenciar a temperatura de ebulição e a
volatilidade desses alcanos. Lembre-se de
que a temperatura de ebulição é função
das interações intermoleculares.
Espera-se que o aluno foque na espacialidade, uma vez que
esses alcanos apresentam a mesma composição e o mesmo
tipo de forças atrativas entre as moléculas. Eles podem ar-
gumentar que as diferenças nas temperaturas de ebulição
se devem a forças de interação intermoleculares de dife-
rentes intensidades. Podem, ao procurar justificar a menor
temperatura de ebulição do dimetilpropano e a maior do
pentano, recorrer ao formato (arranjo espacial) dessas mo-
léculas, concluindo que as mais alongadas, como o penta-
no, apresentam uma área superficial maior, o que poderia
facilitar o contato entre elas, gerando forças de interação
mais fortes.
Grade de avaliação da atividade 3
Com relação à questão sobre o estado físi-
co do gás hidrogênio, espera-se que os alunos
expliquem o estado gasoso utilizando a ideia da
distribuição momentaneamente desigual
da nuvem eletrônica ou do par de elétrons da
ligação entre os dois átomos de H que for-
mam a molécula.
Para a aplicação dos conhecimentos sobre
as interações intermoleculares, espera-se que
os alunos concentrem os conhecimentos, indi-
cando que o fluoreto de hidrogênio (HF) é uma
molécula polar e as interações entre as molé-
culas de HF são as mais fortes, uma vez que
apresenta a maior temperatura de ebulição.
Na amônia (NH3), as forças de interação inter-
moleculares são mais fortes que nas demais
substâncias (sem considerar o HF), poden-
do-se prever que a molécula pode ser polar,
havendo ligações de hidrogênio. Nos casos do
neônio e do argônio, os alunos devem perce-
ber que as interações entre os átomos devem
ser muito fracas, do tipo forças de London,
como no metano.
Com relação aos isômeros do penta-
no, embora tenham a mesma massa molar,
suas temperaturas de ebulição são diferentes.
Como são moléculas apolares, as únicas for-
ças atrativas entre suas moléculas são as
forças de London. Os alunos podem argu-
mentar que as diferenças nas temperatu-
ras de ebulição se devem ao aumento dessas
forças. Considerando que, em um líquido,
as partículas tendem a ficar próximas umas
das outras e que esses líquidos apresentam
a mesma massa molar, eles podem ser leva-
dos a pensar que as diferenças nas tempera-
turas de ebulição se devem às diferenças na
distribuição espacial dos átomos nas molé-
culas. Cadeias mais alongadas correspondem
a uma área superficial maior, com número
maior de pontos de contato; as forças de dis-
persão ficam mais fortes. Assim, tem-se um
modelo capaz de explicar que a temperatu-
ra de ebulição do pentano é a mais alta e a
do dimetilpropano, cuja molécula apresenta
uma forma que se aproxima da esférica, é a
mais baixa, e as forças de dispersão, as mais
fracas. Conclui-se que a geometria da molé-
cula é um dos fatores que afetam as tempera-
turas de ebulição.
23
Química – 2a série – Volume 2
H2O
H2S
H2Se
H2Te
SnH4
GeH4SiH4
CH4
Tem
pera
tura
de
ebul
ição
a 1
atm
(o C
)
Massa molar (g · mol–1)
0
0
50 100
-100
100
150
Atividade 4 – Ligações de hidrogênio e propriedades peculiares da água
Nesta atividade, pretende-se discutir como
as ligações de hidrogênio presentes nas molécu-
las de água justificam as propriedades peculia-
res da água que são responsáveis pela existência
de vida no planeta.
Para introduzir as ligações de hidrogênio,
você pode propor um trabalho para ser reali-
zado em duplas, no qual os alunos analisem
os dados sobre as temperaturas de ebulição
de algumas substâncias, entre elas a água.
Propõe-se o trabalho em dupla para direcio-
nar a atenção e a concentração dos alunos na
análise do gráfico e das questões propostas.
Questões para a sala de aula
1. O gráfico a seguir relaciona as temperatu-
ras de ebulição com as massas molares de
algumas substâncias formadas por hidro-
gênio e elementos do grupo do carbono e
por hidrogênio e elementos do grupo do
oxigênio.
a) Localize na tabela periódica os grupos
citados.
Na tabela periódica, os elementos do grupo do carbono cor-
respondem ao grupo 14 e os elementos do grupo do oxigê-
nio correspondem ao grupo 16.
b) As ligações entre os átomos que for-
mam essas substâncias são do mesmo
tipo? Justifique.
Sim, as ligações entre os átomos que formam essas substân-
cias são do mesmo tipo. Pode-se fazer essa afirmação consi-
derando sua localização na tabela periódica.
2. Analisando o gráfico, descreva cada uma
das curvas considerando a variação da tem-
peratura de ebulição em função da variação
da massa molar das substâncias. Existe al-
guma regularidade?
Sim, existe uma regularidade: com exceção da água, cuja
temperatura de ebulição é de aproximadamente 100 °C,
muito elevada em relação à das outras substâncias, as tem-
peraturas de ebulição aumentam com o aumento da massa
molar. No grupo do carbono, observa-se a mesma regulari-
dade: também as temperaturas de ebulição crescem com o
aumento da massa molar.
3. A água, em relação à temperatura de ebu-
lição, tem um comportamento semelhante
ao das outras substâncias do mesmo grupo
do oxigênio? Justifique.
Não, a temperatura de ebulição da água é mais alta do que se
poderia esperar considerando-se a sua massa molar e com-
parando-se sua temperatura de ebulição com a das outras
substâncias.
4. As forças de atração entre as moléculas de
H2O são de mesma intensidade que as for-Figura 6.
24
ças de atração entre as moléculas de H2S,
de H2Se e de H2Te? Justifique.
A resposta do aluno deve se basear nos valores das tem-
peraturas de ebulição. Assim, o aluno pode responder
que as forças de interação entre as moléculas de água
devem ser mais fortes do que entre as moléculas das de-
mais substâncias.
5. Como você imagina a atração que ocorre
entre as moléculas de água? Para respon-
der à questão, considere as interações ele-
trostáticas entre as moléculas. Que tipo de
interação as mantém unidas?
Sendo a água um dipolo, pode-se imaginar que as regiões mais
positivas de sua molécula (os átomos de H) interagem com as
mais negativas de outras moléculas (os átomos de O), forman-
do ligações fortes, conhecidas como ligações de hidrogênio.
6. Faça um esquema que represente suas
ideias. Lembre-se de que a água é polar,
podendo ser representada pela fórmula a
seguir, em que �+ corresponde à região de
carga positiva da molécula H2O e �– corres-
ponde à região de carga negativa.
Os alunos podem fazer a representação de várias maneiras.
O importante é que mostrem, no desenho, as interações en-
tre um átomo de H de uma molécula com o O de outra.
7. Utilizando a ideia de “ligação de hidrogê-
nio”, represente a água no estado líquido e
no estado sólido. Utilize suas representa-
ções para explicar o menor valor de den-
sidade da água no estado sólido, quando
comparado com o líquido, e o valor da
temperatura de ebulição.
Possíveis representações dos estados líquido e sólido são
apresentadas, respectivamente, nas Figuras 8 e 9.
H
H
H
H
H
H
H
H
HHO
OO
O O
Figura 8. Representação da água no estado líquido.
HH
H
HH
H
HH
H
H
H
H
O
O O
O
OO
Ligação de hidrogênio
Figura 9. Representação da água no estado sólido.
Para explicar a menor densidade do estado sólido, o aluno
pode recorrer à representação feita, apontando que o espa-
çamento entre as moléculas no sólido é maior do que entre
as moléculas na água líquida. A mesma massa de água sólida
ocupa maior volume do que o mesmo tanto de água líquida.
Figura 7.
25
Química – 2a série – Volume 2
Dessa forma, quando a água congela, seu volume aumenta e,
consequentemente, sua densidade diminui, o que é expresso
pela equação d = m/V.
Para explicar a alta temperatura de ebulição da água, o que
faz que ela seja encontrada no estado líquido à temperatura
ambiente em muitos lugares do planeta, devem-se considerar
as interações eletrostáticas entre suas moléculas. As regiões
mais positivas de uma molécula (os átomos de H) interagem
com as mais negativas de outras (os átomos de O), forman-
do ligações conhecidas como “ligações de hidrogênio”. Tais
ligações estão presentes na água líquida e também no gelo.
Os alunos devem ser motivados a pensar
em como se dá a interação entre as molécu-
las de água e a estrutura cristalina do NaCl.
Você pode propor a eles o desafio a seguir.
Desafio!
Considerando seus conhecimentos sobre os modelos de ligação que explicam as propriedades de
uma substância iônica e as da H2O, proponha ideias que expliquem, em nível microscópico, a dissolu-
ção da substância iônica em água. Procure representar suas ideias com um desenho. Tome como exem-
plo a dissolução do NaCl em água.
Os alunos devem relacionar as cargas dos íons com os polos da molécula de água. Os desenhos podem ser semelhantes aos
mostrados na Figura 10.
Você deve ajudar os alunos a perceber que,
segundo o modelo de atração eletrostática,
as interações se dão entre os cátions e a par-
te negativa das moléculas de água (átomos
Figura 10.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
26
Você pode lembrá-los, ainda, de que alguns
sólidos formados por íons, como o AgCl e o
BaSO4, não se dissolvem em água. Para tentar
explicar esse fato, eles poderiam argumentar
que as atrações entre os íons Ba2+ e SO–2 4 , no sul-
fato de bário, e Ag+ e Cl–, no cloreto de prata,
devem superar as atrações entre esses íons e as
partículas de H2O.
de oxigênio) e entre os ânions e a parte posi-
tiva dessas moléculas (átomos de hidrogênio).
Depois, pode informá-los de que o resulta-
do dessas interações é o NaCl solvatado, no
qual os íons estão envoltos por moléculas de
água (veja a figura a seguir). Dialogando com
eles, você poderá levá-los a concluir que ocor-
rerá a dissolução do sólido iônico em água se
as forças de atração que as moléculas de água
exercem sobre os íons constituintes do sólido
superarem as forças de atração entre as molé-
culas de água e entre os próprios íons.
H H HH
O
H
H
H
H
H
H
HH
H
H
OO
OO
O
O
O
OO
OO
O
O OO
O
O
O
OCl-Cl -
H
H
H
HH
H
H
HH H
H
H
Na+Na+ H
HH
H
H
H H
H
H H
H
H
HH
Cl- Na+
H HH
H
H
H
H
H
H H
OO
O
OO
Sólido solvatado Íons envoltos por moléculas de água
Para ampliar a ideia da ligação de hidrogê-
nio, podem-se propor as atividades a seguir.
1. Analise o gráfico a seguir, que con-
tém informações sobre as temperaturas
de ebulição de compostos de hidrogê-
nio com elementos dos grupos 15 (do nitro-
gênio) e 17 (dos halogênios) da tabela periódica.
Figura 11.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
27
Química – 2a série – Volume 2
PeríodoTe
mp
era
tura
de
eb
uliç
ão
a 1
atm
(oC
)
H2O
H2S
HCl
PH3
SiH4
GeH4
AsH3
SbH3
H2Se HI
H2TeHF
100
0
-100
-50
50
-150
NH3
32 4 5
CH4
SnH4
HBr
a) Descreva o que você observa em relação
às temperaturas de ebulição desses com-
postos.
O aluno pode responder de várias maneiras. O importante é
que perceba o seguinte: cada curva se refere a um grupo da
tabela periódica (14, 15, 16 e 17); o grupo dos halogênios e o
do nitrogênio apresentam comportamento parecido com o
grupo do oxigênio, em que as substâncias formadas entre H
e F e entre H e N (HF e NH3) apresentam temperaturas mais
altas do que os demais elementos do grupo; o grupo do car-
bono não apresenta esse comportamento.
b) Como explicar as temperaturas de ebu-
lição tão diferentes do HF e do NH3?
O modelo de ligações de hidrogênio que
explica o comportamento da H2O em
relação à temperatura de ebulição seria
útil, também, para explicar as tempera-
turas de ebulição do HF e do NH3? Re-
presente com um desenho como as mo-
léculas de HF e de NH3 se manteriam
unidas segundo esse modelo.
H2O, NH
3 e HF são moléculas formadas por elementos
muito eletronegativos (flúor, oxigênio e nitrogênio) com
o hidrogênio, que é fracamente eletronegativo. Nelas, as
forças intermoleculares são anormalmente fortes. Como
as ligações entre as moléculas de água são ligações de hi-
drogênio, pode-se admitir que tais ligações também estão
presentes no HF e no NH3. A Figura 13 é uma possibilidade
de representação que tenta explicar como as moléculas de
amônia se mantêm unidas. As linhas pontilhadas represen-
tam as ligações de hidrogênio (intermoleculares) – antes
denominadas pontes de hidrogênio – e as linhas contí-
nuas representam ligações covalentes (intramoleculares).
É importante que sejam discutidas todas as representações
apresentadas pelos alunos para que as dúvidas e as ideias in-
desejáveis que porventura tenham sido construídas possam
ser sanadas e modificadas.
Figura 12.
Figura 13.
�+ �+�+�+
�–
�–
�–
�–
�+
�+
�+
�+ �+
�+ �+
�+
H HHH
HH H
N
N
N
N
HH H
HH
28
2. Como já foi discutido, o ciclo hidrológico
é de grande importância para o planeta,
pois é um meio de transporte de água e de
energia. Explique, em nível microscópico,
as transformações envolvidas nesse ciclo.
O aluno vai tentar explicar com as próprias palavras. É impor-
tante mencionar que é preciso fornecer energia à água no
estado líquido para que ocorra a vaporização. As forças de in-
teração intermoleculares (ligações de hidrogênio) precisam
ser superadas, mantendo, entretanto, as ligações covalentes
entre os átomos de H e O. O aluno também pode explicar
que, na condensação, as moléculas gasosas perdem uma
quantidade de energia suficiente para que a água se man-
tenha no estado líquido. Assim, deverá ocorrer a formação
de ligações de hidrogênio entre as moléculas. Para formar o
estado sólido, mais energia é perdida e as moléculas se rear-
ranjam, formando uma estrutura hexagonal em que elas se
mantêm por interações do tipo ligação de hidrogênio. Deve
lembrar que as ligações covalentes entre os átomos de H e O
na molécula de água se mantêm em todo o ciclo.
Forças de interação
Faça uma previsão do tipo de intera-
ção que poderia ocorrer entre as
moléculas de substâncias que fazem
parte de seu dia a dia, como o etanol, o ácido
acético, o propano (presente no gás liquefeito
de petróleo – GLP), o gás nitrogênio e o gás
oxigênio (componentes do ar atmosférico).
O aluno deverá buscar e analisar estruturas moleculares de
substâncias que conheça. Após avaliar a existência ou não
existência de dipolos permanentes nelas, poderá prever as
forças de interação que agem entre elas. Deverá observar as
dimensões dos átomos que compõem as moléculas, as ele-
tronegatividades e a disposição espacial deles nas moléculas.
Feitas essas considerações, concluirá que entre as partículas
de uma substância pode agir mais de uma força de interação,
como é o caso do etanol e do ácido acético. Esses compos-
tos se mantêm coesos graças às ligações de hidrogênio e às
forças de dispersão de London. Ao observar as estruturas dos
gases propano, oxigênio e nitrogênio, verificará que as forças
de interação atuantes são somente as de dispersão de Lon-
don. Professor, você pode enriquecer a correção relacionan-
do as propriedades, como volatilidade, viscosidade, tempe-
ratura de fusão etc., com as forças intermoleculares atuantes.
Atividade extra
Além da atividade já apresentada sobre
forças de interação, pode-se propor outra,
cuja finalidade é permitir que os alunos pos-
sam aplicar e ampliar os conhecimentos cons-
truídos. A classe pode ser dividida em grupos,
e a cada um dos grupos é designada uma das
moléculas descritas na tabela. Os alunos devem
discutir a respeito das forças de interação exis-
tentes entre elas. Pode-se solicitar que represen-
tem essas interações com esquemas e, ao final,
elaborem um painel com as representações
de todos os grupos. Como a água já foi estu-
dada, você pode pedir a todos os grupos que
representem as interações entre as moléculas de
água, ou eles podem por si mesmos retomar os
conhecimentos sobre essas interações como um
meio de desencadear a atividade.
Substância Estrutura Massa molar (g · mol–1) TE (°C)
Água 18,0 100
Amônia 17,0 –33
Metanol 32,0 65
Etanol 46,0 78
Ácido fórmico 46,0 101
Tabela 7.
29
Química – 2a série – Volume 2
Substância Solubilidade em água Solubilidade em hexano (C6H14)
Metanol (CH3OH) Solúvel em qualquer proporção Pouco solúvel
Etanol (C2H5OH) Solúvel em qualquer proporção Pouco solúvel
Butanol (C4H9OH) Pouco solúvel Solúvel
Pentano (C5H12) Praticamente insolúvel Solúvel
Gasolina (mistura de hidrocarbonetos)
Praticamente insolúvel Solúvel
H
H H
H
HH
H
H H
C
C
CO
O
O CH3
H3C
H3C
HO
OH
HH C C
O
O
Espera-se que os alunos façam uma apro-
ximação entre a água e o metanol, o etanol e
o ácido fórmico, considerando a presença do
grupo O-H nessas moléculas. Assim, é possível
propor que os grupos O-H dos alcoóis e do áci-
do apresentem polarização e que as interações
entre as moléculas se deem por interações entre
o átomo de O, parcialmente negativo, de uma
molécula e o átomo de H, parcialmente positi-
vo, de outra molécula. Os alunos podem apre-
sentar representações como as seguintes:
Forças intermoleculares e solubilidade
Os conhecimentos apresentados a respei-
to das interações intermoleculares podem
ser utilizados para explicar a solubilidade de
algumas substâncias em água e em solventes
não polares. Podem-se, por exemplo, apre-
sentar alguns dados sobre a solubilidade de
alcoóis e de hidrocarbonetos em água e em
hexano e problematizar as possíveis intera-
ções entre o soluto e o solvente.
Questões para a sala de aula
A tabela a seguir apresenta a solubilidade
de várias substâncias em água e em hexano
à temperatura ambiente (25 oC). Considere
as informações nela contidas e seus próprios
conhecimentos para responder às questões
apresentadas.
Tabela 8.
Figura 14.
30
1. Faça uma síntese do que você aprendeu
sobre as interações entre moléculas pola-
res e a água, de modo a explicar a dissolu-
ção dessas moléculas, em maior ou menor
grau, na água.
O aluno deve elaborar um texto próprio. É importante que
cite ideias relativas às interações entre as regiões de carga
positiva de uma molécula de dada substância e as regiões de
carga negativa da molécula de água e vice-versa. Também
deve mencionar que essas interações precisam superar as já
existentes entre as moléculas de água (ligações de hidrogê-
nio) e entre as moléculas da substância em questão.
2. Faça uma síntese do que você aprendeu so-
bre a solubilidade de substâncias apolares
em água e em outras substâncias apolares.
O aluno deve elaborar um texto próprio. É importante que
manifeste ideias sobre a não existência de regiões de carga
na molécula de substâncias apolares, o que impede a intera-
ção com as regiões de carga da molécula de água.
Pode-se pedir que os alunos representem
as estruturas dos três alcoóis, comparem a
parte polar com a apolar nos três, inferindo
qual deles seria o mais polar, e, então, pro-
curem explicar as interações entre as molé-
culas de cada um deles e as de água. Pode-se
pedir que façam desenhos que representem
as interações entre as moléculas de etanol ou
de metanol no estado líquido e as interações
entre as moléculas de água e, então, represen-
tem o processo de dissolução de um desses
alcoóis na água, em termos dessas interações
moleculares.
Com relação ao hexano, você pode recor-
dar a natureza das forças de interação que
mantêm unidas as moléculas desse hidrocar-
boneto e sugerir que os alunos as comparem
com as que preponderam entre as moléculas
de cada um dos alcoóis. Questione se o fato de
o metanol e o etanol apresentarem forças
intermoleculares de natureza diferente das
forças de dispersão de London, existentes
entre as moléculas de hexano no estado líqui-
do, poderia explicar a baixa solubilidade des-
ses alcoóis no hexano.
3. Como você explicaria, em termos das inte-
rações intermoleculares, o fato de o etanol
ser pouco solúvel em hexano (C6H14)?
As moléculas de hexano apresentam interações intermole-
culares fracas (forças de dispersão de London), não ocor-
rendo a formação de dipolos permanentes. No etanol, as
interações entre as moléculas são do tipo ligações de hidro-
gênio. Assim, pode-se dizer que praticamente não ocorrem
interações entre as moléculas de hexano e de etanol, o que
justificaria a pouca solubilidade do etanol no hexano.
Para avaliar a aprendizagem, você pode
pedir aos alunos que façam o exercício a
seguir.
Faça previsões a respeito da solubi-
lidade em água das seguintes subs-
tâncias: glicose, glicerina, ácido
láurico e ácido fórmico (componente do óleo
de coco). Explique suas previsões utilizando
ideias sobre interações intermoleculares.
31
Química – 2a série – Volume 2
OHH3C CH2
(Apolar) (Polar)
H H
HH
H
O
OOC2H5
Glicose Glicerina
H
H
H OH
H OH
H OH
C
C
C
Ácido láurico Ácido fórmico
CH3 (CH2)10 CO
OH
H
H
C
C
C
C
C
C
H
H OH
O
OH
HO
OH
OH
H
H
H
O
C
OHH
É possível ocorrer a dissolução da glicose, da glicerina e do
ácido fórmico em água porque existem ligações de hidrogê-
nio entre as moléculas de cada uma dessas substâncias e as
moléculas da água. Já o ácido láurico (componente do óleo
de coco) não se dissolve em água, pois, embora contenha
um grupo OH, apresenta uma cadeia carbônica longa, apo-
lar. Dessa forma, não há forças de atração compensadoras
capazes de quebrar as ligações de hidrogênio entre as mo-
léculas de água.
Grade de avaliação da atividade 4
O que se espera dos alunos em relação à
análise das curvas de temperatura de ebuli-
ção das substâncias dos grupos 14 (C) e 16
(O) é que percebam uma regularidade na
família 14 e destaquem a temperatura de ebu-
lição alta da água em relação aos outros ele-
mentos desse grupo. Eles devem imaginar
que a região de carga positiva de uma molé-
cula de água deve atrair a de carga negativa
de outra.
Com relação aos valores altos de tempe-
raturas de ebulição do HF e da NH3, o que
se espera é que os alunos, observando o grá-
fico, indiquem que as substâncias HF e NH3
podem ter comportamento semelhante ao da
água e proponham a existência de ligações de
hidrogênio entre essas moléculas.
Na atividade sobre forças intermoleculares
e solubilidade, espera-se que os alunos perce-
bam que o butanol é o menos polar dos três
alcoóis, pois apresenta maior cadeia carbônica
(apolar). A seguir, uma representação da pola-
ridade do etanol.
Os alunos podem representar as ligações de
hidrogênio entre as moléculas de álcool e
de água, como é mostrado a seguir, e, ainda,
explicar que, para o etanol se dissolver em
água, é preciso que ligações de hidrogênio exis-
tentes entre as moléculas de etanol e entre as de
água se rompam para novas ligações se forma-
rem entre moléculas de etanol e de água. Isso é
possível, pois são interações de mesma magni-
tude e natureza.
Figura 15.
32
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 2FORÇAS DE INTERAÇÃO ENTRE PARTÍCULAS
E SUBSTÂNCIAS MACROMOLECULARES
Conteúdos e temas: sólidos covalentes, macromoléculas: diamante, grafita, sílica e silicatos (vidros, cerâmicas etc.).
Competências e habilidades: buscar informações sobre alguns materiais utilizados pela socie-dade e explicar suas propriedades, tendo como base os conhecimentos desenvolvidos; analisar informações sobre impactos ambientais, econômicos e sociais da produção e dos usos desses materiais para emitir julgamentos próprios relativos a essas questões; desenvolver habilidades de escrita e de comunicação oral; desenvolver habilidades de trabalho em equipe.
Sugestão de estratégias de ensino: trabalho em grupo; pesquisas; elaboração de textos; cartazes; seminários.
Sugestão de recursos: biblioteca, internet e outros.
Sugestão de avaliação: elaboração de texto; seminário; atividade-síntese.
Conhecendo as propriedades e a estrutura de outros materiais
Para a ampliação do tema “ligações cova-
lentes”, propõe-se o estudo de algumas subs-
tâncias conhecidas, como a grafita, o diamante,
a sílica e os silicatos, e, ainda, alguns produtos
de importância para a sociedade, como vidro,
pedras preciosas, cerâmicas e outros, que serão
analisados em termos de suas estruturas e
características. Também pode ser realizado um
estudo da estrutura das proteínas, tendo como
base as ligações de hidrogênio.
Uma sugestão é iniciar a atividade com
uma breve exposição do conteúdo; em segui-
da, com os alunos organizados em grupos,
você poderá apresentar a cada um deles uma
proposta de pesquisa sobre uma das macro-
moléculas citadas. É possível escolher quan-
tos temas julgar importantes, levando em
consideração a disponibilidade da turma.
Seguindo a orientação de seu pro-
fessor, selecione um dos materiais
sugeridos para estudo e faça uma
pesquisa sobre suas propriedades e sua estrutu-
ra molecular.
Roteiro de trabalho
Busca de informações sobre composi-
ção química, estrutura, propriedades físi-
cas, usos que a sociedade faz, fontes de
obtenção, aspectos econômicos e impac-
tos ambientais relativos à produção ou à
extração desses materiais.
Elaboração de um texto-síntese da pesqui-
sa realizada, citando as fontes consultadas.
33
Química – 2a série – Volume 2
Elaboração de um painel para ser exposto
na classe ou de um breve seminário para
apresentar aos colegas, conforme a orien-
tação do seu professor.
Professor, os painéis podem ser expostos na
classe ou em outro local da escola. Levando
em conta a natureza dos temas a ser pesquisa-
dos, a atividade pode ser interdisciplinar, inte-
grando principalmente as áreas de Geografia,
História e Biologia. O trabalho de cada equi-
pe, posteriormente, poderá ser exposto aos
demais grupos em forma de seminário.
Como forma de avaliação, pode-se soli-
citar aos grupos a construção de uma tabela
que correlacione o tipo de substância, as par-
tículas que compõem a substância, o tipo de
ligação, as forças de interação interpartículas
Tipo de substância de acordo com a natureza das forças de ligação interpartículas e propriedades relacionadas com a estrutura
Tipo de substância
Partículas que compõem
a substância
Tipo de ligação
Forças interpartículas
Propriedades relacionadas
com a estruturaExemplos
Iônica Cátions e ânions Iônica
Ligação iônica (interações eletrostáticas entre íons)
Elevadas temperaturas de fusão; maus condutores de corrente elétrica no estado sólido, porém condutores quando fundidos.
NaCl;
MgCl2
MolecularMoléculas não polares
CovalenteDispersão de London
Baixas temperaturas de fusão e de ebulição; geralmente gasosos ou líquidos a 25 oC; não condutores; insolúveis em água, mas solúveis em solventes orgânicos.
H2; CCl
4;
butano
e as propriedades gerais. Na última coluna,
podem-se dar exemplos de cada tipo de subs-
tância. A ideia é que os alunos correlacionem
o observável, macroscópico, com o microscó-
pico, fruto da elaboração de ideias.
Levando em consideração o que
você aprendeu sobre as ligações quí-
micas e as interações entre as partí-
culas, elabore uma tabela, de acordo com as
orientações de seu professor, relacionando
as interações entre os átomos que resultam
nas ligações químicas e nas interações inter-
moleculares ou entre íons na formação de
substâncias.
Para sintetizar as interações entre átomos que resultam em
ligação química, as interações intermoleculares resultantes e
as propriedades gerais, os alunos podem elaborar uma tabela
semelhante à Tabela 9.
34
Tabela 9. Elaborado por Maria Eunice Ribeiro Marcondes e Yvone Mussa Esperidião especialmente para o São Paulo faz escola.
Molecular Moléculas polares CovalenteDipolo-dipolo e ligações de hidrogênio
Semelhantes aos não polares, porém com temperaturas de fusão e de ebulição mais elevadas; podem apresentar solubilidade em água.
H2O;
HCl;
NH3
Sólida de rede covalente
Átomos ligados em arranjos tridimensionais (macromoléculas)
CovalenteLigações covalentes em rede
Materiais duros com elevadas temperaturas de fusão (geralmente acima de 1 000 oC); geralmente, não condutores de corrente elétrica e insolúveis em solventes comuns.
SiO2
(quartzo); diamante; grafite (conduz corrente elétrica); fulerenos
Metálica
Cátions em nuvens eletrônicas (elétrons com mobilidade; “mar de elétrons”)
Metálica Ligação metálica
Temperaturas de fusão variáveis; bons condutores de calor e de eletricidade; de modo geral, são maleáveis e dúcteis.
Metais como Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Ag etc.
Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 2
A elaboração da tabela tem por fina-
lidade permitir ao aluno que tenha uma
visão geral das propriedades da matéria
e dos modelos explicativos que procuram
justificá-las.
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 3 A PRESSÃO ATMOSFÉRICA E SUA INFLUÊNCIA NA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS
Conteúdos e temas: interação interpartículas, pressão de vapor, temperatura de ebulição e evaporação.
Competências e habilidades: construir e aplicar um modelo explicativo para a ebulição; reconhe-cer a influência da pressão na temperatura de ebulição de líquidos; estabelecer relações entre altitude, pressão atmosférica e ebulição; prever temperaturas de ebulição em diversas cidades tendo como base a altitude e sua relação com a pressão ambiente; obter informações a partir da leitura de gráficos; ampliar o entendimento do mundo físico.
35
Química – 2a série – Volume 2
Os modelos explicativos de ligações químicas
apresentados e discutidos buscaram auxiliar os
alunos na compreensão de várias propriedades
físicas das substâncias, considerando tanto as
interações intramoleculares quanto as intermo-
leculares. A variação da temperatura de ebulição
de uma substância com a pressão atmosférica,
ainda não problematizada neste Caderno, tam-
bém pode ser objeto de reflexão sobre alguns
desses modelos explicativos, e seu estudo amplia
a compreensão do mundo físico, possibilitando
o entendimento de mais um fenômeno natural,
bem como a aplicação desse conhecimento no
sistema produtivo.
Para introduzir esse assunto, os seguintes
dados e informações podem ser apresentados:
na cidade de São Paulo, a água entra em
ebulição a 97 oC, enquanto em Santos (SP)
ou em Praia Grande (SP), a temperatura
de ebulição da água é de 100 oC;
no topo do Monte Everest, a água fer-
ve a 72 oCa, e na montanha mais alta da
Europa, o Monte Branco (Mont Blanc),
ferve a 85 oC. Cozinhar um ovo nessas
zonas demoraria consideravelmente mais
tempo em relação às áreas citadas ante-
riormente, visto que o cozimento depen-
de do calor;a Disponível em: <http://www.amigosdaagua.org.br/curiosidades.htm>. Acesso em: 12 nov. 2013.
Figura 17. O Monte Everest é a montanha mais alta do mundo, com 8848 m de altitude. Está situado no continente asiático, na Cordilheira do Himalaia (fronteira do Nepal com o Tibete). Em função da altitude, o cume dessa montanha permanece coberto de gelo durante o ano todo.
© C
olin
Mon
teat
h/H
edge
hog
Hou
se/M
inde
n P
ictu
res/
Lat
inst
ock
Sugestão de estratégias de ensino: aulas expositivas dialogadas; atividades.
Sugestão de recursos: atividades propostas; questões; gráficos.
Sugestão de avaliação: questões; trabalho de busca de informações; construção de gráficos.
na cidade de Campos do Jordão (SP),
a água ferve a 95 oC. Um ovo fervido
durante 5 minutos em Campos do Jordão
não é mais duro do que se fosse fervido
durante 4 minutos na cidade do Rio de
Janeiro (RJ), que está no nível do mar.
Figura 16.
36
Com base nessas informações, os alunos pode-
rão perceber que a altitude de uma região influen-
cia na temperatura de ebulição da água. Então,
pode-se relacionar a altitude com a pressão atmos-
férica. Sabe-se, por exemplo, que os jogadores de
futebol brasileiros precisam de um tempo de adap-
tação quando vão jogar em cidades de elevadas
altitudes, como La Paz ou Cidade do México, e
utilizam expressões como “é difícil respirar”, “o
ar é rarefeito” ou “tem pouco ar” para explicar tal
necessidade. Assim, pode-se questionar se a pres-
são atmosférica nessas regiões é a mesma ou varia.
A relação maior altitude – menor pressão
atmosférica pode ser estabelecida e, se julgar
necessário, lembre os alunos de que, quanto
menor a pressão atmosférica, menor é a quan-
tidade de gases que exercem pressão naque-
la área (a composição porcentual do ar não
muda, mas muda a pressão parcial dos gases
na mistura, isto é, a pressão que o gás exerce-
ria se ocupasse sozinho o volume da mistura).
Depois dessa breve introdução ao assunto,
você pode solicitar aos alunos alguns exercícios.
Questões para a sala de aula
1. Analisando a tabela apresentada a seguir,
estabeleça uma relação entre a pressão at-
mosférica, a altitude e as temperaturas de
ebulição da água. Se achar conveniente, ou
se seu professor sugerir, construa um gráfi-
co da altitude em função da pressão atmos-
férica e outro que relacione a pressão at-
mosférica com a temperatura de ebulição.
LocalidadeAltitude em relação ao nível do mar (m)
Pressão atmosférica1
(mmHg)
Temperatura aproximada de ebulição
da água (ºC)
Rio de Janeiro 0 760 100
Santos 0 760 100
São Paulo 750 700 97
Campos do Jordão 1628 610 95
Cidade do México 2240 570 92
La Paz 3636 510 88
Monte Quilimanjaro
5895 400 82
Monte Everest 8848 230 72
Tabela 10. 1 Valores aproximados. Adaptado de CHEMELLO, Emiliano. Ebuliometria e café, alguma coisa a ver? Disponível em: <http://www.quimica.net/emiliano/ebuliometria.html>. Acesso em: 12 nov. 2013.
37
Química – 2a série – Volume 2
À medida que aumenta a altitude, a pressão atmosférica
decresce e a temperatura de ebulição da água também
decresce. Caso gráficos sejam elaborados, eles devem ser
semelhantes aos mostrados na Figura 18.
2. Procure localizar em mapas as cidades e
os montes citados e compare os valores da
pressão (P) e da temperatura de ebulição
(TE) em função da altitude.
O aluno deve localizar em um mapa os montes e as cidades
citados e comparar os valores da pressão (P) e da tempera-
tura de ebulição (TE) em função da altitude. Deverá perce-
ber que a pressão atmosférica decresce com a altitude. O
mesmo ocorre com a temperatura de ebulição da água. (A
análise da própria tabela permite essa observação.)
Para a construção de um modelo explica-
tivo da variação da temperatura de ebulição
com a pressão, o conceito de pressão de vapor
deve ser introduzido. A compreensão dos alu-
nos sobre esse conceito pode ser avaliada por
meio das questões:
3. Explique, com suas palavras, o significado
de pressão de vapor.
O aluno vai redigir seu próprio texto. É importante que mani-
feste ideias relativas ao equilíbrio estabelecido, em um siste-
ma fechado, entre a evaporação de um líquido e a conden-
sação do vapor em dada temperatura, e que perceba que a
pressão de vapor está associada à pressão que o vapor exer-
ce sobre a superfície do líquido. Pode relacionar, também,
a pressão de vapor com a facilidade de evaporação. Assim,
quanto maior a pressão de vapor, mais facilmente o líquido
evapora em dada temperatura.
4. Explique, com base em seus conhecimen-
tos, o fato de um líquido entrar em ebuli-
ção a uma dada temperatura e a uma dada
pressão atmosférica.
Algumas ideias importantes que devem ser ressaltadas nos
textos elaborados pelos alunos são: a ebulição acontece
quando a pressão máxima de vapor se torna igual à pressão
atmosférica. Assim, a temperatura de ebulição depende da
pressão em que o líquido se encontra. Os alunos podem ex-
plicar em termos microscópicos, citando, por exemplo, que,
com o aumento da temperatura, as moléculas adquirem mais
energia para vencer as forças atrativas que as mantêm no es-
tado líquido, passando assim ao estado gasoso.
É possível explicar a evaporação da água a
partir do modelo de interação intermolecular
discutido anteriormente, representando o pro-
cesso por meio de desenhos que indiquem as
Figura 18.
Pressão atmosférica (mmHg)
0
0
1000
2 000
3 000
4 000
5 000
6 000
7 000
8 000
9 000
10 000
200 400 600 800
Alt
itu
de
(m
)
Temperatura de ebulição (oC)
800
600
400
200
60 70 80 90 100
0
Pre
ssã
o a
tmo
sfé
rica
(m
mH
g)
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
38
evaporação
H
O H
H
O H
H
O H
H
H
H
H H
H
H
HH
H
O
O O
OO
ligações de hidrogênio na água líquida
moléculas afastadas no vapor-d’água
b A evaporação não para de acontecer; um estado de equilíbrio é estabelecido entre a evaporação e a condensação, ou seja, a rapidez com que a água evapora é igual à rapidez com que se condensa, de maneira que a pressão se mantém constante.
ligações entre os átomos H e O e as ligações
intermoleculares (ligações de hidrogênio). A
figura a seguir é um exemplo de representação.
Pode-se problematizar o que acontece com
a água no estado líquido em um sistema aber-
to (por exemplo, uma poça de água) e em um
sistema fechado (por exemplo, uma garrafa de
água tampada). É possível explicar que, em um
sistema fechado, a água não vai evaporar total-
mente, mas evapora até que o vapor-d’água
atinja uma dada pressão sobre a superfície da
água na garrafa (pressão máxima de vapor)b.
Quanto maior for o valor da pressão da fase
gasosa alcançado em uma dada temperatura,
mais vapor terá se formado e maior é a ten-
dência de o líquido evaporar, ou seja, maior
é a sua volatilidade. Como os alunos sabem
que, nas condições ambientes, o álcool evapo-
ra mais facilmente do que a água, seria conve-
niente propor-lhes os exercícios a seguir.
1. Considere dois frascos iguais
contendo quantidades iguais dos
líquidos água e álcool etílico (etanol) e os
valores de pressão máxima de vapor desses
líquidos à mesma temperatura (20 °C).
Pressão máxima de vapor a 20 oC
Álcool etílico (etanol) 44,0 mmHg
Água 18,0 mmHg
Explique por que o álcool etílico (etanol) é
mais volátil que a água.
Quanto maior a pressão de vapor de um líquido, em dada
temperatura, maior a facilidade de evaporação e maior a vo-
latilidade desse líquido. Os dados mostram que a 20 °C o ál-
cool etílico é mais volátil do que a água, pois, na temperatura
em que ambos se encontram, ele é o que apresenta maior
pressão de vapor.
2. O gráfico a seguir mostra a variação da
pressão de vapor com a temperatura para
os dois líquidos: água e álcool etílico.
Álcool etílico Água
35
760
380
78 100Pre
ssão
de
vap
or
(mm
Hg)
Temperatura (oC)
a) Descreva as informações que podem ser
extraídas a partir da análise desse gráfico.
Figura 19.
Figura 20.
Tabela 11.
39
Química – 2a série – Volume 2
vapor
25 oC líquido
25 mmHg vapor
60 oC líquido
150 mmHg vapor
100 oC líquido
760 mmHg
Molécula de água
Variação de pressão de acordo com a temperatura
Analisando o gráfico, pode-se inferir que a pressão de vapor de
um líquido cresce com a temperatura em que ele se encontra.
Pode-se observar, também, que, em uma mesma temperatura,
a pressão de vapor do álcool é maior do que a da água e, em
determinada pressão, a temperatura de ebulição do álcool é
inferior à da água. Verifica-se ainda que o etanol entra em ebu-
lição a 78 °C no nível do mar (760 mmHg) e a água, a 100 °C.
b) O gráfico mostra que o etanol entra
em ebulição a 78 °C à pressão externa
de 760 mmHg. Observando o gráfico,
procure relacionar pressão de vapor do
líquido com temperatura de ebulição e
pressão atmosférica, explicando por que
o álcool etílico entra em ebulição quan-
do aquecido a 78 °C. Suas explicações
podem ser aplicadas a outros líquidos?
Não é esperado que os alunos deem respostas corretas, mas que
utilizem algumas das ideias sobre os modelos microscópicos já
discutidos. Pode-se generalizar que, para entrar em ebulição, a
pressão de vapor deve ser igual à pressão ambiente; se a pressão
de vapor for menor, o líquido pode evaporar, mas não entrará
em ebulição. Entretanto, quando a pressão de vapor se iguala à
pressão do local, o líquido ferve e as bolhas de vapor formadas no
líquido sobem à superfície e escapam para o ambiente. Como na
evaporação, supõe-se que a energia fornecida às moléculas é su-
ficiente para vencer as interações eletrostáticas intermoleculares.
Como visto, a pressão de vapor varia com
a temperatura em que o líquido se encontra.
Com o aumento da temperatura, as molécu-
las terão mais energia para vencer as forças
atrativas que as mantêm no estado líquido.
A evaporação será maior e, assim, a pressão
máxima de vapor aumentará. O esquema a
seguir ilustra essas situações.
Em vez de usar bolinhas, podem-se fazer
desenhos semelhantes, considerando a repre-
sentação da molécula de água e das intera-
ções intermoleculares.
Ampliando os conhecimentos
Pode-se problematizar, questionando se os
alunos consideram que outros líquidos apresen-
tam comportamento semelhante ao da água,
isto é, se suas temperaturas de ebulição depen-
dem da pressão atmosférica. É possível questio-
nar, também, se o modelo explicativo construído
para explicar o comportamento da água pode-
ria ser utilizado para explicar o de outros líqui-
dos. E, ainda, se o modelo pode ser aplicado a
Figura 21.
40
líquidos que não apresentem interações inter-
moleculares do tipo ligação de hidrogênio.
Você pode discutir a ebulição do etanol e de
um hidrocarboneto, por exemplo.
São fornecidos, a seguir, os valo-
res das temperaturas de ebulição
e os tipos de forças interpartícu-
las do dimetilpropano e do etanol (álcool
etílico).
C
CH3
CH3
H3C CH3
Dimetilpropano
Temperatura de ebulição (760 mmHg): 9,5 oC.
As atrações entre as moléculas são fracas (a molécula é apolar).
Temperatura de ebulição (760 mmHg): 78,5 oC. As atrações entre as moléculas se dão por ligações de hidrogênio (presença do grupo OH).
C C
H
H
OHH
H
H
Etanol
1. As forças intermoleculares entre as molé-
culas do dimetilpropano e do etanol expli-
cam a ordem de grandeza das suas tempe-
raturas de ebulição? Justifique.
Sim, pois como as atrações entre as moléculas do dime-
tilpropano são muito fracas, comparadas com as atrações
entre as moléculas de etanol, que se dão por ligações de
hidrogênio, elas serão mais facilmente superadas, neces-
sitando de menor energia para que o líquido entre em
ebulição.
2. Qual das duas substâncias é mais volátil?
Justifique.
O dimetilpropano é a substância mais volátil; sua tempe-
ratura de ebulição (9,5 °C) é menor do que a do etanol
(78,5 °C), tendo, portanto, maior facilidade de vaporização.
Se achar conveniente, amplie essa discussão,
fornecendo aos alunos as temperaturas de ebu-
lição do álcool etílico e do dimetilpropano a
várias pressões, como apresentado a seguir.
Temperatura de ebulição do álcool etílico a várias pressões
Pressão (mmHg) 1 10 40 100 400 760 1520
Temperatura de ebulição (oC) –31,3 –2,3 19,0 34,9 63,5 78,4 97,5
Tabela 12.
41
Química – 2a série – Volume 2
Temperatura de ebulição do dimetilpropano a várias pressões
Pressão (mmHg) 150 320 530 760 1220 1600 2100
Temperatura de ebulição (oC) –30 –10 0,0 10 20 30 40
Pode-se pedir aos alunos que represen-
tem graficamente os dados apresentados e que
façam previsões com relação:
à temperatura de ebulição dos líquidos a
900 mmHg;
ao estado físico das substâncias em
Campos do Jordão.
Os alunos podem construir um gráfico
como o mostrado a seguir para responder às
questões formuladas, esperando-se que indi-
quem que, a 900 mmHg, o etanol deve entrar
em ebulição em temperatura próxima de 90 oC,
e o dimetilpropano, de 20 oC.
etanol dimetilpropano
Pre
ssã
o (
mm
Hg
)
Temperatura (oC)
-10
2000
1500
1000
500
0
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
Temperatura de ebulição a diferentes pressões
pressão (610 mmHg) nessa cidade, forneci-
das anteriormente, e fazer uma interpolação
dos dados nas curvas apresentadas, concluin-
do que, em Campos do Jordão, se for consi-
derada uma temperatura ambiente de 25 oC,
o dimetilpropano estará no estado gasoso, e o
etanol, no estado líquido.
A seguir, são sugeridas algumas questões
para auxiliar a compreensão dos alunos e pro-
porcionar a aplicação dos conceitos.
1. A figura a seguir apresenta a va-
riação da pressão de vapor com a
temperatura para o etanol e para o
éter dimetílico, líquidos à temperatura am-
biente. Ambos têm a mesma composição
química, C2H6O, porém apresentam arran-
jos moleculares diferentes. Considere as in-
terações que podem ocorrer entre as molé-
culas de cada uma dessas substâncias e
decida qual curva representa o éter dimetí-
lico. Explique.
H
H
H HC CO
H
H
H
H
H OHC C
H
H
Éter dimetílico Etanol
Para responder à questão em relação a
Campos do Jordão, os alunos devem buscar
as informações sobre altitude (1 628 m) ou
Tabela 13.
Figura 22.
42
Temperatura (oC)
Pre
ssão
de
vapo
r (m
mH
g)
760
35 78
1 2
Embora apresentem a mesma composição química, o arranjo
dos átomos é diferente. No etanol existe o grupo OH, que indi-
ca a presença de ligações de hidrogênio entre suas moléculas,
no estado líquido, o que lhe confere a maior temperatura de
ebulição à pressão de 760 mmHg. No éter, são forças de inte-
ração mais fracas (dipolo-dipolo) que mantêm suas moléculas
próximas, no estado líquido, o que lhe confere menor tempe-
ratura de ebulição à mesma pressão de 760 mmHg. Então, a
curva 1 refere-se ao éter e a curva 2, ao etanol.
2. Em qual das cidades relacionadas na tabe-
la a seguir a água vai ferver em temperatu-
ra mais baixa? Explique.
Cidade Altitude (m)1
São Carlos (SP) 854
Piracicaba (SP) 526
Cananeia (SP) 8
Ouro Verde (SP) 350
Tabela 14.1 A altitude é medida em relação ao nível do mar (altitude zero).
A pressão atmosférica decresce com o aumento da altitude,
e quanto maior a altitude de uma localidade, menor a tem-
peratura de ebulição. Assim, a água vai ferver em tempera-
tura mais baixa em São Carlos, que apresenta maior altitude
e menor pressão atmosférica entre todas as cidades citadas.
3. Verifique a altitude de sua cidade e calcule
a temperatura em que a água entrará em
ebulição.
A resposta vai depender da cidade em questão. Para prever a
temperatura em que a água vai entrar em ebulição, o gráfico
da pressão atmosférica em função da altitude pode ser ree-
laborado, limitando a escala para altitudes até aproximada-
mente 1 800 m, como mostrado na Figura 24. Dessa maneira,
fica mais fácil a interpolação de dados. O gráfico da tempera-
tura de ebulição em função da pressão pode ser diretamente
utilizado (os dois gráficos foram feitos no item 1 das Ques-
tões para a sala de aula). A cidade de Lorena (SP), por exem-
plo, está a 524 m acima do nível do mar, o que corresponde à
pressão de aproximadamente 720 mmHg e à temperatura de
ebulição próxima a 96 °C.
4. A pressão de vapor da acetona, substância
utilizada na indústria como solvente de es-
maltes, vernizes e tintas, é de 185 mmHg a
20 °C.
a) Comparando com a pressão de vapor
da água nessa temperatura (18 mmHg),
qual dos dois líquidos é mais volátil (tem
mais facilidade de evaporar)? Explique.
A acetona, que apresenta maior pressão de vapor, é mais vo-
látil (maior facilidade de evaporação).
Figura 23.
Figura 24.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
43
Química – 2a série – Volume 2
Desafio!Leia o texto a seguir e responda às questões.
“O glicerol é normalmente utilizado na
preparação de diversos produtos, como remé-
dios, produtos de higiene pessoal, comida,
bebida, tabaco, resinas alquídicas, poliol, poli-
éster, celofane e explosivos. Todavia, seu uso é
condicionado ao seu grau de pureza, que deve
estar usualmente acima de 95%. Além disso, a
glicerina bruta é cotada a R$ 1,40/kg, a bides-
tilada a R$ 3,65/kg, enquanto a glicerina far-
macêutica (≥ 99,5%) é vendida a valores acima
de R$ 564,00/kg.
A glicerina bruta vegetal apresenta cerca
de 30% de impureza, o que evidencia a neces-
sidade de purificá-la a fim de viabilizar seu
emprego no setor industrial. As principais
impurezas presentes na glicerina oriunda do
biodiesel são: catalisador, álcool e ácidos gra-
xos. Essas impurezas dependem da natureza da
oleaginosa e do tipo de catálise empregada na
preparação do biodiesel1.
Glicerol (glicerina)Fórmula
estruturalFórmula molecular: C3H8O3
Estado líquido à temperatura de 25 oC a 1 atm* (PF: 18,1 oC)
Temperatura de ebulição a: 760 mmHg 290 oC 100 mmHg 222,4 oC 10 mmHg 166,1 oC 4 mmHg 14,9 oC
As interações intermoleculares se dão por ligações de hidrogênio.
glicerina
H
H
H OH
H OH
H OH
C
C
C
b) Qual dos dois líquidos você espera que
apresente maior temperatura de ebuli-
ção à mesma pressão?
O que apresenta maior temperatura de ebulição, à mesma
pressão, é a água (menor pressão de vapor).
c) Você considera que as forças com que as
moléculas de acetona se atraem devem
ser mais ou menos intensas do que as
forças de atração entre as moléculas da
água? Explique.
As forças de atração entre as moléculas de acetona são
menos intensas do que as que atuam entre as moléculas
de água. As moléculas de acetona são polares e, por esse
motivo, as forças de atração que atuam entre elas são as
dipolo-dipolo, que são forças fracas. As moléculas de água
são bastante polares por serem angulares e compostas
por átomos de oxigênio e de hidrogênio, que apresentam
grande diferença de eletronegatividade. Por esses motivos,
as forças de atração que atuam entre elas são fortes, cha-
madas de ligações de hidrogênio, mais fortes que as forças
dipolo-dipolo.
Um exemplo do uso no sistema produtivo
da propriedade da variação da temperatura de
ebulição com a pressão é a destilação do gli-
cerol, também conhecido por glicerina, subs-
tância obtida na produção do biodiesel e que
tem aplicações comerciais. Como a tempera-
tura de ebulição da glicerina é relativamen-
te alta a 760 mmHg, reduzindo-se a pressão
externa, ela entrará em ebulição a uma tempe-
ratura mais baixa e, assim, a energia térmica
requerida no processo será menor. A menor
temperatura de ebulição também previne que
a glicerina se decomponha. Esse assunto pode
ser trabalhado com os alunos por meio de um
desafio.
1 Catalisador: substância usada para acelerar uma transformação química na qual não é consumida. Catálise: aumento da velocidade da transformação química pelo uso de catalisador.
* 1 atm 760 mmHg
44
A purificação da glicerina bruta é feita por
destilação sob pressão reduzida (60 mmHg),
resultando em um produto límpido e transpa-
rente, denominado comercialmente de glice-
rina destilada ou bidestilada.”
Glicerol. Texto adaptado de: ÁVILA FILHO, Salvador; MACHADO, Alexandre dos Santos; SANTOS, Eduardo
Pena. Purificação da glicerina bruta vegetal. Disponível em: <http://www.mme.gov.br/programas/biodiesel/
galerias/arquivos/publicacoes/I_Congresso/artigos_tecnicos_cientificos/co_produtos/Purificacao4.pdf>.
Acesso em: 18 nov. 2013.
1. Qual é a vantagem para a indústria em
reduzir a pressão do sistema para fazer
a destilação da glicerina?
Sabe-se que, quanto maior a pressão ambiente, maior
a temperatura de ebulição de um líquido. Observando
a estrutura da glicerina, verifica-se a existência de três
grupos OH, o que leva a pensar na quantidade de liga-
ções de hidrogênio que a mantém no estado líquido e
na consequente elevada temperatura de ebulição, na
pressão de 760 mmHg. Portanto, a vantagem de realizar
a destilação reduzindo-se a pressão externa (60 mmHg)
é que a glicerina entrará em ebulição numa temperatura
mais baixa. Isso representa economia da energia térmica
que seria necessário fornecer em condições normais.
Além disso, evita-se a decomposição da glicerina, que
poderá ocorrer em temperaturas mais elevadas.
2. Faça uma estimativa da temperatura
de ebulição da glicerina à pressão em
que é destilada (60 mmHg). Para isso,
sugere-se a construção de um gráfico
com os dados fornecidos no início do
texto.
O gráfico construído será semelhante ao mostrado na
Figura 25. Nele, os alunos poderão verificar que a tem-
peratura de ebulição da glicerina a 60 mmHg será apro-
ximadamente 200 °C.
3. Busque informações sobre a destilação
à pressão reduzida.
Entre as informações que o aluno poderá buscar, é im-
portante que verifique que a destilação à pressão redu-
zida é recomendada para líquidos que sofrem decom-
posição a temperaturas próximas de sua temperatura
de ebulição à pressão de 760 mmHg e também para
líquidos que apresentam altas temperaturas de ebuli-
ção. Poderá encontrar, também, explicações já dadas
anteriormente, relacionando a pressão de vapor de um
líquido com a temperatura de ebulição. Em termos da
operação em si, o aluno deve observar que a pressão
do sistema é diminuída por meio de uma bomba de
vácuo, que retira o ar do sistema, reduzindo a pressão
interna.
Outro exemplo que pode ser explorado
diz respeito à obtenção de alguns dos deri-
vados do petróleo por destilação à pressão
reduzida.
Figura 25.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
45
Química – 2a série – Volume 2
Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 3
Com relação à primeira situação proposta
aos alunos (relação entre altitude e tempera-
tura de ebulição da água), espera-se que per-
cebam que, quanto maior a altitude de uma
localidade, menor é a temperatura de ebuli-
ção da água, sendo que o valor máximo se
dá ao nível do mar (altitude zero). Espera-se
também que estabeleçam a relação entre pres-
são atmosférica e altitude, usando as informa-
ções fornecidas para várias localidades.
Na atividade seguinte (primeira Lição de
casa), espera-se que os alunos consigam rela-
cionar a evaporação com a pressão de vapor,
podendo generalizar que, quanto maior a
pressão de vapor de um líquido, maior a faci-
lidade de evaporação.
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 4 SÍNTESE DE IDEIAS SOBRE A TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA
Conteúdos e temas: síntese dos conceitos tratados sobre as transformações químicas e as pro-priedades das substâncias.
Competências e habilidades: relacionar os níveis macroscópico, microscópico e simbólico envol-vidos na construção do conceito de transformação química, considerando os conhecimentos adquiridos para a compreensão da formação das substâncias.
Sugestão de estratégias de ensino: construção de um diagrama (mapa conceitual) mostrando relações entre os conceitos envolvidos.
Sugestão de recursos: lista de conceitos.
Sugestão de avaliação: diagrama construído.
O objetivo desta Situação de Aprendizagem
é proporcionar aos alunos a organização das
próprias ideias, de maneira que percebam re-
lações entre os conceitos de transformação
química ou de ligações químicas tratados an-
teriormente, integrando os aspectos macros-
cópicos e microscópicos da formação das
substâncias.
Questão para a sala de aula
1. Apresenta-se, a seguir, um conjunto de pa-
lavras que têm significados específicos na
Química, os quais você já aprendeu. Apre-
senta-se, também, um texto que aponta
algumas das relações entre essas palavras.
Leia o texto e construa em seu caderno um
diagrama que represente tais relações.
46
Podemos considerar que a matéria é constituída por partículas que se organizam em certa estru-tura, formando as diferentes substâncias. Essas estruturas determinam as forças de interação entre elas e, consequentemente, o estado físico em que se apresentam – sólido, líquido ou gasoso. Entre as partículas no estado sólido, as interações são mais fortes do que no líquido e, neste, mais do que no gasoso. A pressão de vapor do líquido aumenta quando ele recebe energia e, ao se igualar à pressão atmosférica, o líquido entra em ebulição, passando para o estado gasoso. O sólido, ao receber ener-gia, pode alcançar sua temperatura de fusão e passar ao estado líquido.
Partículas
Sólido Líquido Gasoso Pressão de vapor
Estrutura Interações interpartículas
Temperatura de ebulição Temperatura de fusão
Estados físicos
Os alunos poderão apresentar diferentes diagramas. O impor-
tante é que sejam estabelecidas relações adequadas entre as
ideias e os conceitos. Você pode auxiliá-los informando que o
estado físico (sólido, líquido ou gasoso) das substâncias se re-
laciona com as interações interpartículas. Um possível modelo
de organização é apresentado na Figura 26. Deve ser enfatiza-
do que este é apenas um exemplo de relações que podem ser
estabelecidas entre os conceitos.
que podem
ser
se organizam
determinam
Partículas
Estrutura Interaçõesinterpartículas
Estados físicos
apresentaLíquido
Gasoso
Sólido
energia
energia
energia
energiaPv= Patm
Temperatura de ebulição
Temperatura de fusão
Pressão de vapor
determina
Figura 26.
47
Química – 2a série – Volume 2
O uso de alguns termos que explicitam as
relações existentes entre os conceitos facilita a
leitura desse tipo de esquema e, por isso, esses
termos merecem atenção.
Os conceitos selecionados podem ser lista-
dos na lousa, e pode-se solicitar aos alunos que
identifiquem as relações existentes entre eles e
que proponham como poderiam ser organiza-
dos por meio de um diagrama. Você, professor,
pode realizar essa construção com contribui-
ções dos alunos.
Transformações químicas Reagentes Rearranjos de átomos
Conservação de massa Novas substâncias (produtos) Proporção entre as massas
Fórmulas químicas Propriedades características
Evidências Equações químicas Quebra e formação de ligações
Como uma atividade-síntese dos conceitos
relacionados às transformações químicas que
foram discutidos nesta série até o momento,
pode-se propor aos alunos que realizem, indi-
vidualmente ou em grupo, a tarefa a seguir:
Considere o conjunto de palavras
mostrado a seguir, que se refere a
ideias sobre a transformação quí-
mica. De acordo com a orientação de seu pro-
fessor, elabore um diagrama que evidencie
como tais palavras podem ser relacionadas.
Transformaçõesquímicas
Reagentes Rearranjos de átomos
Fórmulasquímicas
Equaçõesquímicas
Novas substâncias (produtos)
Propriedadescaracterísticas
Evidências
Conservação de massa
Proporçãoentre as massas
Quebra e formação de ligações
representadas por
representados por
representadas por
na formação de
reconhecidas por
com
como
mudança de cor, efervescência, liberação de calor, precipitação
TF, TE, densidade, solubilidade
como
envolvem
Figura 27.
Os conceitos apresentados se referem aos diferentes aspectos
da transformação química tratados na 1ª série. Espera-se que,
com o exemplo da questão anterior e a orientação do pro-
fessor, o aluno seja capaz de elaborar um diagrama conforme
solicitado. É importante perceber que há várias possibilidades
para a construção de um mapa conceitual; uma delas é mos-
trada na Figura 27. Caso os alunos tenham muita dificuldade na
realização da tarefa, pode-se apresentar esse esquema sem as
relações entre os conceitos (ressaltadas em vermelho) e solici-
tar a eles que as estabeleçam e as expliquem.
48
válvula de
segurança
vapor
aquecimento
líquido
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
0
0
1
2
3
4
5
20 40 60 80 100 120 140 160
Temperatura (oC)
Pre
ssão
(at
m)
líquido
vapor
Diagrama de fase da água
Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 4
Espera-se que os alunos coloquem relações
entre os conceitos e que integrem as visões
macroscópica e microscópica. A lista apre-
sentada (Lição de casa) é apenas sugestiva, de
maneira que você deve adaptá-la à realidade
deles. Os alunos também podem apresentar
diferentes maneiras de organizar e relacionar
os conceitos, cabendo a você considerar se as
relações estabelecidas são adequadas. Essa
atividade deverá ser discutida em sala, pois
representa uma síntese do estudo das trans-
formações químicas realizado até aqui.
Neste momento do curso, podem-se reto-
mar os assuntos já abordados, por meio dos
exercícios a seguir.
1. (Enem – 1999) A panela de pres-
são permite que os alimentos sejam
cozidos em água muito mais rapida-
mente do que em panelas convencionais.
Sua tampa possui uma borracha de veda-
ção que não deixa o vapor escapar, a não
ser através de um orifício central sobre o
qual assenta um peso que controla a pres-
são. Quando em uso, desenvolve-se uma
pressão elevada no seu interior. Para a sua
operação segura, é necessário observar a
limpeza do orifício central e a existência de
uma válvula de segurança, normalmente
situada na tampa. O esquema da panela de
pressão e um diagrama de fase da água são
apresentados a seguir.
A vantagem do uso de panela de pressão é
a rapidez para o cozimento de alimentos, e
isso se deve:
a) à pressão no seu interior, que é igual à
pressão externa.
b) à temperatura de seu interior, que está
acima da temperatura de ebulição da
água no local.
c) à quantidade de calor adicional que é
transferida à panela.
Figura 28.
Figura 29.
49
Química – 2a série – Volume 2
HO
OHOH
OH
I
O O
OH
II
CH3 CH3 CH3
CH3
H3C
CH3 CH3 CH3 CH3
O
O
III
CH3
CH3
CH3
HO COOH
OH
O
N
H
IV
CH3
d) à quantidade de vapor que está sendo
liberada pela válvula.
e) à espessura da sua parede, que é maior
que a das panelas comuns.
2. (Fuvest – 2002) Alguns alimentos são enri-
quecidos pela adição de vitaminas, que
podem ser solúveis em gordura ou em água.
As vitaminas solúveis em gordura possuem
uma estrutura molecular com poucos átomos
de oxigênio, semelhante à de um hidrocarbo-
neto de longa cadeia, predominando o caráter
apolar. Já as vitaminas solúveis em água têm
estrutura com alta proporção de átomos ele-
tronegativos, como o oxigênio e o nitrogênio,
que promovem forte interação com a água. A
seguir estão representadas quatro vitaminas:
Dentre elas, é adequado adicionar, res-
pectivamente, a sucos de frutas puros e a
margarinas, as seguintes:
a) I e IV.
b) II e III.
c) III e IV.
d) III e I.
e) IV e II.
3. (Fuvest – 2001) Entre as figuras, a que
melhor representa a distribuição das partí-
culas de soluto e de solvente, numa solução
aquosa diluída de cloreto de sódio, é:
+ -+ -
+ -+ +
+-
- -
+ -
- Cl– + Na+ H2O
Legenda
a)
c)
e)
b)
d)
50
Altitude (km) Pressão atmosférica (mmHg)
0 760
1 600
2 480
4 300
6 170
8 120
10 100
Temperatura (oC)Pre
ssã
o d
e v
ap
or
da
ág
ua
(m
mH
g) 800
700
600
500
400
300
200
100
0
0 20 40 60 80 120100
Localidade Altitude
Natal (RN) Nível do mar
Campos do Jordão (SP) 1 628 m
Pico da Neblina (RR) 3 014 m
Comportamento quanto à condutibilidade elétrica
Substância Estado sólido Estado líquido
S1 Condutor Condutor
S2 Isolante Isolante
S3 Isolante Condutor
4. (Enem – 1998 – adaptada) Para que um lí-
quido entre em ebulição, estando em um
frasco aberto, a sua pressão de vapor tem de
se igualar à pressão atmosférica local. Sabe-
mos que a pressão atmosférica em uma dada
localidade varia com a altitude em relação ao
nível do mar em que essa localidade se en-
contra. O gráfico a seguir apresenta a varia-
ção de pressão de vapor da água em função
da temperatura e a tabela mostra a variação
de pressão atmosférica com a altitude.
Analisando esses dados, um estudante con-
siderou que a água entra em ebulição a uma
temperatura maior no Pico da Neblina do
que em Campos do Jordão, enquanto outro
considerou que a água entra em ebulição a
uma temperatura maior em Natal do que
em Campos do Jordão. Algum dos estudan-
tes está correto?
Como o Pico da Neblina está a uma altitude maior que Cam-
pos do Jordão, a pressão atmosférica é menor e, assim, a tem-
peratura de ebulição é menor. Errou o estudante que afirmou
que a água apresenta maior temperatura de ebulição no Pico
da Neblina que em Campos do Jordão. Como a altitude de
Natal é menor que a de Campos do Jordão, está correto o
estudante que considerou que a temperatura de ebulição da
água é maior em Natal que em Campos do Jordão.
5. (Vunesp – 2005 – adaptada) S1, S2 e S3 são
três substâncias distintas. Inicialmente, no
estado sólido, foram aquecidas indepen-
dentemente até a fusão completa enquanto
se determinavam suas condutibilidades elé-
tricas. Os resultados das observações estão
resumidos na tabela.
S1, S2 e S3 correspondem, respectivamente,
a compostos:
Tabela 16.
Tabela 15.
Tabela 17.
Figura 30.
51
Química – 2a série – Volume 2
a) metálico, covalente e iônico.
b) metálico, iônico e covalente.
c) covalente, iônico e metálico.
d) iônico, metálico e covalente.
e) iônico, covalente e metálico.
6. Justifique a resposta da questão anterior.
S1 – sólido metálico: conduz eletricidade no estado sólido, o
que pressupõe cargas elétricas em movimento.
S2 – sólido covalente: as partículas não são dotadas de cargas
elétricas livres.
S3 – sólido iônico: constituído por partículas carregadas; as
forças que mantêm essas partículas unidas no estado sólido
são superadas com a fusão.
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 5 APLICAÇÕES DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS QUE OCORREM COM O ENVOLVIMENTO DE ELETRICIDADE
Esta Situação de Aprendizagem tem por
objetivo contextualizar o estudo das transfor-
mações que ocorrem com o envolvimento de
eletricidade. Para tanto, serão estudadas al-
gumas aplicações dessas transformações, que
podem ser observadas em pilhas, em baterias
e nos processos de eletrólise. As atividades
serão organizadas de forma a desencadear
questões e ideias sobre o funcionamento dos
dispositivos estudados para que, então, seja
desenvolvido e aprofundado o estudo das rea-
ções envolvidas nesses processos.
Conteúdos e temas: aplicações das transformações que ocorrem com o envolvimento de eletricidade – pilhas e eletrólise.
Competências e habilidades: reconhecer que existem transformações químicas que ocorrem com o envol-vimento de eletricidade; perceber a importância dessas transformações no sistema produtivo.
Sugestão de estratégias de ensino: coleta de ideias prévias com elaboração de frases; leitura e discussão de texto.
Sugestão de recursos: texto.
Sugestão de avaliação: participação, envolvimento e respostas dadas às questões propostas.
Atividade 1
Você, professor, pode começar a atividade
com o levantamento das ideias dos alunos sobre
o assunto proposto, por meio do exercício:
1. Elabore duas frases usando pelo menos
duas palavras ou expressões como “ener-
gia elétrica”, “transformações químicas”,
“pilhas”, “galvanoplastia”, “baterias”,
“metais”, “meio ambiente”, “reciclagem”
52
ou outras que você, com seus colegas e
sob a orientação de seu professor, achar
adequadas.
Não se espera que os alunos construam frases que mostrem
que a galvanoplastia usa energia elétrica ou que o alumínio
metálico pode ser obtido por eletrólise, a partir da bauxita.
Mas, possivelmente, eles se lembrarão de que o descarte
inadequado de pilhas e baterias polui o ambiente; poderão
lembrar-se também de que a geração de energia elétrica
pode causar danos ambientais. Os alunos, em geral, não
costumam avaliar todos os custos (ambientais e econômi-
cos) envolvidos na geração de energia elétrica. Acham, por
exemplo, que a energia gerada por hidrelétricas não causa
danos ambientais, esquecendo-se das grandes áreas que
são inundadas para a construção das represas. Acreditam
também que a energia eólica não polui, sem avaliar a polui-
ção sonora (e, para muitos, a poluição visual) causada pelos
moinhos. Essas questões poderão ser discutidas neste e em
outros momentos.
Atividade 2
O trabalho pode prosseguir com a leitura
e a discussão de textos que tratem das aplica-
ções das transformações químicas que ocor-
rem com o envolvimento de corrente elétrica.
A seguir, são apresentados um texto e algu-
mas questões.
Transformações químicas e eletricidade
Em nosso dia a dia, presenciamos muitos fe-
nômenos que ocorrem com o envolvimento de
eletricidade (os raios que caem em uma tempes-
tade, o funcionamento de diversos eletrodomés-
ticos ou a atração dos nossos cabelos por um
pente plástico, quando os penteamos em um dia
seco). Sabemos também que a corrente elétrica
pode ser conduzida de diferentes formas através
de diversos materiais (condutibilidade iônica ou
eletrônica). Agora, poderíamos nos perguntar:
Como é possível obter energia elétrica?
Há muitas formas de se obter energia elé-
trica; por exemplo, por meio de pilhas e ba-
terias. As baterias são usadas no funciona-
mento de celulares, computadores portáteis
(laptops), automóveis, veículos elétricos, câ-
meras digitais, aparelhos auditivos, em apli-
cações aeronáuticas e em edifícios, geralmente
empregadas em iluminação de emergência ou
como unidades de potência auxiliar, caso do
nobreak, dispositivo que fornece energia du-
rante certo tempo após a queda do forneci-
mento pela rede.
Nesses casos, a obtenção de corrente elétrica
se dá pela ocorrência de transformações quími-
cas; para isso, normalmente são utilizados dois
sólidos condutores associados a soluções aquo-
sas condutoras ou a pastas feitas com base em
materiais iônicos.
Outra questão que poderia ser feita: Con-
siderando que, nas pilhas, a corrente elétrica é
gerada a partir de transformações químicas, será
que o contrário também ocorre, ou seja, será que
a corrente elétrica pode causar transformações
químicas?
53
Química – 2a série – Volume 2
A resposta a essa questão pode ser encontrada
quando se estudam os processos de obtenção do
alumínio, do cobre e da soda cáustica ou o reves-
timento de superfícies metálicas com outros me-
tais (galvanoplastia). Nesses casos, ocorre o que
chamamos de eletrólise, ou seja, a passagem de
corrente elétrica causa transformações químicas.
Eletrólise, a obtenção de metais e a indústria cloro-álcali
O alumínio é obtido da bauxita – minério de
alumínio composto principalmente de óxidos
de alumínio hidratados –, que, ao interagir com
uma solução de soda cáustica, sofre transforma-
ções químicas, produzindo a alumina (Al2O3).
Esse material é, então, submetido à eletrólise a al-
tas temperaturas, produzindo o alumínio líquido,
que é recolhido do fundo das cubas eletrolíticas.
Esse processo foi patenteado em 1886 e cha-
mado de Hall-Héroult. Nesse ano, Charles Hall
produziu alumínio pela primeira vez, a partir da
eletrólise da alumina dissolvida em um banho de
criolita fundida (Na3AlF6). Também nesse ano,
Paul Héroult desenvolveu e patenteou um pro-
cesso semelhante a esse. Isso explica por que o
processo recebeu o nome dos dois inventores.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
Figura 31. Esquema de uma cuba de produção do alumínio.
54
Os minérios mais comuns utilizados na ob-
tenção de cobre são a calcopirita (CuFeS2), a
calcosita (Cu2S), a azurita (CuCO3) e a cuprita
(Cu2O). Os minérios são triturados e passam
por processos de purificação; os produtos são
submetidos a vários tratamentos térmicos para
que se obtenha uma mistura que contém aproxi-
madamente 98% a 99% de cobre metálico. Essa
mistura pode ser, então, novamente purificada,
utilizando-se um processo eletrolítico no qual se
formará cobre com 99,98% de pureza.
A soda cáustica é uma importante matéria-
-prima industrial empregada no refino de óleos,
na produção de sabões e detergentes etc. Para
obtê-la, uma solução de água e sal (salmoura) é
submetida a um processo de eletrólise que pro-
duz soda cáustica, gás cloro (Cl2) e gás hidrogê-
nio (H2).
Impacto ambiental causado por pilhas e similares
Além da tecnologia envolvida nos processos
de obtenção de energia elétrica, é importante
atentar aos aspectos ambientais que estão rela-
cionados às transformações que ocorrem com
os materiais usados nesses processos.
Uma questão ambiental que tem sido bas-
tante debatida é a do destino que se deve dar a
pilhas e baterias que não podem mais ser uti-
lizadas. Alguns dos materiais metálicos que as
compõem são tóxicos (compostos de chumbo,
cádmio e mercúrio) e podem contaminar o solo
e a água, causando problemas ao meio ambiente
e, consequentemente, à saúde da população.
Para evitar esse tipo de problema, o Decreto
no 99.274, de 6 de junho de 1990, obriga os fa-
bricantes de pilhas e baterias a recolhê-las após
o uso e a providenciar a reciclagem de seus com-
ponentes ou um descarte ambientalmente ade-
quado. Para que essa medida seja mais efetiva,
é importante também que a população colabore
não jogando pilhas usadas no lixo comum, mas
encaminhando-as a locais onde os fabricantes
possam recolhê-las.
O custo energético para produzir metais
No que se refere à utilização industrial dos
processos de eletrólise, questões ambientais im-
portantes estão relacionadas ao consumo de
energia elétrica. No caso da produção de alumí-
nio, por exemplo, são necessários de 14 kWh a
16 kWh1 para se produzir 1 kg do metal. Para
se ter um parâmetro de comparação, 14 kW são
suficientes para manter cerca de seis chuveiros
elétricos ligados durante uma hora. Esse elevado
consumo pode exigir que as fontes de energia elé-
trica de uma determinada região sejam diversifi-
cadas ou que o potencial de geração seja amplia-
do, podendo causar impactos significativos nos
ecossistemas e na vida da população da região.
Conclusão
Percebe-se, então, que tanto os processos que
geram eletricidade com base nas transformações
químicas (pilhas e baterias) quanto aqueles em
que a corrente elétrica é utilizada para provocar
transformações químicas (processos eletrolíti-
cos) têm muitas aplicações tecnológicas e envol-
1 O quilowatt-hora é uma unidade de energia que equivale a 3,6 � 106 joules ou 8,6 � 105 calorias.
55
Química – 2a série – Volume 2
vem uma complexa problemática ambiental. O
estudo das transformações químicas envolvidas
nesses processos auxiliará na compreensão des-
sas questões e na reflexão sobre a importância
da adoção de posturas responsáveis relativas à
preservação do meio ambiente.
Elaborado por Isis Valença de Sousa Santos e Maria Fernanda Penteado Lamas especialmente para o São Paulo
faz escola.
Questões para análise do texto
1. Cite alguns dos usos de pilhas e baterias.
Como a energia elétrica é obtida em pilhas
e baterias?
Nesses dispositivos, a energia elétrica é gerada a partir de
transformações químicas. Pilhas e baterias podem ser usadas
em aparelhos celulares, computadores portáteis, automóveis,
veículos elétricos, câmeras digitais, aparelhos auditivos, em
aplicações aeronáuticas e em iluminação de emergência.
Os alunos poderão lembrar outros usos, como em lanternas,
brinquedos, filmadoras, rádios, controles remotos, relógios,
equipamentos médicos etc.
2. Quais são os principais usos industriais
dos processos eletrolíticos citados no tex-
to? Por que o fornecimento de corrente elé-
trica é importante para esses processos?
Os principais usos industriais ocorrem na obtenção de metais (por
exemplo, alumínio), na purificação do metal cobre, na obtenção
da soda cáustica e em galvanoplastia (revestimento de superfícies
metálicas com outros metais, como a prateação e a cobreação).
Nesses casos, ao contrário de pilhas e baterias, que são geradores
de corrente elétrica, há processos eletrolíticos (eletrólises) em
que a corrente elétrica gera transformações químicas.
3. Cite algumas das questões ambientais re-
ferentes ao uso de pilhas e baterias men-
cionadas no texto. Como a sociedade pode
agir para minimizar esses problemas?
O descarte de pilhas e baterias em locais inadequados pode
contaminar o solo e as águas por causa dos sais de metais pesa-
dos nelas contidos. A população pode contribuir para minimi-
zar esse impacto descartando-as em locais onde os fabricantes
possam recolhê-las.
4. Cite algumas das questões ambientais re-
lacionadas ao emprego industrial dos pro-
cessos de eletrólise.
O alto consumo de eletricidade necessário na produção do alu-
mínio, por exemplo, pode gerar problemas ambientais. Essa ener-
gia tem de ser obtida de alguma maneira. Ela pode ser produzida
por centrais hidrelétricas, cuja construção impacta o ambiente
com grandes inundações, ou por usinas termelétricas que usam
carvão ou gás natural como combustível, cuja queima produz
gás carbônico, que pode intensificar o efeito estufa e a acidez de
águas. Caso a termelétrica use material radioativo como combus-
tível, há o problema do lixo atômico, além do perigo da exposi-
ção à radiação.
Desafio!
Discuta com seus colegas e tente escrever
uma definição para pilha, bateria e eletrólise.
Pilhas e baterias são dispositivos capazes de gerar
energia elétrica por meio de transformações quí-
micas que ocorrem espontaneamente. Eletrólise,
por sua vez, é um processo pelo qual ocorrem trans-
formações químicas com o consumo de energia
elétrica. Observação: o termo “bateria” refere-se à
associação de várias pilhas (células) do mesmo tipo;
no entanto, muitas vezes, o termo é usado como si-
nônimo de “pilha”.
56
Mais informações sobre o assunto po-
dem ser obtidas por professor e alunos em:
ASSOCIAÇÃO Brasileira do Alumínio
(Abal). Disponível em: <http://www.abal.org.
br/aluminio/cadeia-primaria/>. Acesso em:
17 nov. 2013. Traz informações sobre obten-
ção, aplicação e importância desse metal.
LABORATÓRIO de Química do estado
sólido. Disponível em: <http://lqes.iqm.uni
camp.br/canal_cientifico/lqes_responde/lqes_
responde_pilhas_descarte.html>. Acesso em:
12 nov. 2013. Traz a resolução do Conselho
Nacional do Meio Ambiente (Conama) sobre
o descarte de pilhas e baterias.
UNIVERSIDADE Federal do Paraná, De-
partamento de Engenharia Elétrica. Dis-
ponível em: <http://www.eletrica.ufpr.br/
piazza/materiais/CarlosRojas.pdf>. Acesso
em: 18 nov. 2013. Disponibiliza artigo que
trata da obtenção do cobre metálico e das
propriedades e aplicações desse metal.
As questões podem ser respondidas pelos
alunos em pequenos grupos; em seguida, po-
dem-se retomar e discutir as respostas dadas,
finalizando a atividade.
Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 5
A avaliação desta Situação de Aprendiza-
gem poderá considerar a qualidade da par-
ticipação e do envolvimento dos alunos ao
criar as frases e responder às questões pro-
postas. As respostas das questões de 1 a 4
podem ser retiradas do texto, desde que seja
feita uma leitura cuidadosa.
Nesta Situação de Aprendizagem, os
alunos realizarão uma eletrólise e, ao ela-
borar explicações para suas observações,
aplicarão os conhecimentos que já possuem
sobre a constituição da matéria e proporão
modelos explicativos para o que ocorre em
nível microscópico durante os processos de
oxidorredução.
Conteúdos e temas: eletrólise; reações de oxidorredução.
Competências e habilidades: análise de dados experimentais para relacioná-los a modelos microscópicos estudados; compreensão do conceito de reação de oxidorredução.
Sugestão de estratégias de ensino: obtenção e análise de dados experimentais.
Sugestão de recursos: materiais para a realização do experimento.
Sugestão de avaliação: participação; respostas às questões propostas.
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 6 ESTUDANDO O PROCESSO DA ELETRÓLISE
57
Química – 2a série – Volume 2
Atividade 1 – Parte 1
O estudo pode ser iniciado com a retoma-
da do processo da eletrólise, explicitando que
envolve a ocorrência de transformações quí-
micas com o fornecimento de eletricidade.
Em seguida, pode ser feito um estudo ex-
perimental desse processo. Para isso, sugere-se
a utilização de duas placas de cobre, solução
de CuSO4 e uma fonte de corrente contínua ou
pilhas. É importante que os alunos compreen-
dam as diferentes transformações que ocor-
rem no cátodo e no ânodoa desse sistema e, a
partir daí, entendam o que acontece durante o
processo de oxidorredução.
Para isso, propõe-se que se inicie o tra-
balho com a análise de um processo de oxi-
dorredução espontâneo, em que é percep-
tível a redução dos íons metálicos. Dessa
forma, os alunos poderão perceber que, nesse
processo, os íons em solução são transforma-
dos em metal. A compreensão desse fato será
importante para que compreendam o proces-
so de eletrólise como um todo.
Uma sugestão de roteiro é apresentada a se-
guir. Você pode realizar esse experimento, que
é bastante simples, de maneira demonstrativa.
No entanto, se for possível, os alunos podem ser
divididos em grupos para sua realização. Caso
não seja possível a realização do experimento,
você pode fazer um desenho do sistema em es-
tudo na lousa e descrever o que acontece.
Antes de iniciar o experimento (ou a expli-
cação), pode-se propor a questão a seguir:
1. O que você acha que ocorrerá se colocar-
mos um pedaço de palha de aço (consti-
tuída principalmente pelo metal ferro) em
uma solução contendo sulfato de cobre, ou
seja, em uma solução contendo íons Cu2+?
Os alunos provavelmente não saberão responder, pois esse
tipo de conhecimento não faz parte do senso comum. A in-
tenção da pergunta é focar a atenção dos alunos na evidên-
cia que será observada no experimento a seguir.
Estudando a interação entre palha de aço e solução de sulfato de cobre
Materiais
1 pedaço de palha de aço;
2 copos de vidro incolor;
100 mL de solução de CuSO4 (sulfato de
cobre), aproximadamente 0,5 mol L–1
(2,5 colheres de chá para 100 mL de so-
lução);
1 colher de sopa;
1 pires.
Atenção: não deixe a solução de sulfato de
cobre entrar em contato com a pele ou mucosas,
pois ela pode provocar irritações.
a Também são usadas as formas catodo e anodo.
58
Procedimento
Coloque cerca de 50 mL de solução de CuSO4
em um copo (copo A). Observe sua cor e re-
serve o sistema para futura comparação.
Coloque cerca de 50 mL de solução de CuSO4
em outro copo (copo B).
Divida o pedaço de palha de aço em duas
partes.
Mergulhe, com o auxílio da colher, uma das
partes da palha de aço na solução do copo B
por cerca de 2 minutos. Reserve a outra parte
para futura comparação.
Com a colher, retire a palha de aço da solu-
ção de CuSO4 e coloque-a sobre um pires.
Compare as características da palha de
aço que foi imersa na solução com o outro
pedaço que ficou reservado. Anote as mu-
danças observadas.
A palha de aço fica com uma cor de cobre metálico. Você
pode levar um fio de cobre e mostrar aos alunos para que
vejam a cor.
Compare a cor das soluções dos copos
A e B. Anote suas observações.
A solução do copo B ficou com um tom de azul mais claro,
quando comparada à do copo A. Dependendo da quantida-
de de palha de aço, a solução chega a ficar transparente.
Releia o procedimento experimen-
tal realizado em sala de aula, assim
como suas anotações. Represente
por meio de desenhos o estado inicial e o esta-
do final do sistema em estudo. Não se esqueça
de anotar quais reagentes foram utilizados e
quais foram as modificações observadas.
Nesse experimento, ferro (palha de aço) e solução de sul-
fato de cobre foram utilizados como reagentes. Durante o
experimento percebe-se que a palha de aço mergulhada na
solução muda de cor, adquirindo cor de cobre metálico, e
que o tom azul da solução em que ela está mergulhada fica
mais claro. Os desenhos devem apresentar essas observa-
ções, conforme sugerido na Figura 32.
Figura 32.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
59
Química – 2a série – Volume 2
Questões para análise do experimento
1. Você diria que houve uma transformação
química decorrente da interação entre a pa-
lha de aço e a solução de CuSO4? Explique.
Da interação entre a palha de aço e a solução de sulfato de
cobre resultou uma transformação química sinalizada pela
mudança de cor da palha de aço, que adquiriu a cor do me-
tal cobre, e pelo descoramento da solução, que ficou com
uma tonalidade de azul mais claro ou mesmo transparente.
A mudança de cor da solução depende das quantidades de
solução e de palha de aço utilizadas no experimento, bem
como do tempo de contato entre as duas.
2. Sabendo que a solução de CuSO4 tem uma
coloração azulada por causa dos íons Cu2+,
relacione as mudanças observadas na palha
de aço com as que ocorrem na solução de
CuSO4. Uma mudança pode explicar a ou-
tra? Como?
Como a tonalidade azul da solução diminuiu de intensidade
e o seu volume continuou o mesmo, pode-se supor que a
concentração de íons Cu2+ na solução tenha diminuído. Re-
lacionando esse fato com o surgimento de depósito de co-
bre na palha de aço, pode-se também supor que os íons de
Cu2+ que estavam na solução se transformaram nos átomos
de cobre metálico depositados na superfície da palha de aço.
Não se espera, neste momento, que os alu-
nos associem essa transformação ao processo
de redução (ganho de elétrons) dos íons Cu2+
propriamente dito. Também não é necessário
explicitar o processo de oxidação do ferro me-
tálico que ocorre em paralelo. Essas ideias se-
rão retomadas e aprofundadas mais adiante.
Atividade 1 – Parte 2
O experimento proposto a seguir pode ser
realizado por grupos de quatro a seis alunos,
pois ficará mais fácil observarem o que ocorre.
Se não for possível, você poderá realizá-lo de
maneira demonstrativa e ajudar os alunos a
registrar as observações.
Antes de realizar o experimento, pode-se
perguntar aos alunos:
1. Se você mergulhar uma placa de cobre em
uma solução de sulfato de cobre (CuSO4),
haverá alguma transformação química?
Justifique seu palpite.
Não se espera que os alunos saibam a resposta, porém alguns
deles podem arriscar a responder que não, porque o íon co-
bre deriva do mesmo elemento do metal da placa.
Estudando a interação entre placas de cobre e solução de CuSO4 sem o fornecimento de corrente elétrica
Materiais
2 placas de cobre (aproximadamente 5 cm ×
5 cm);
1 béquer de 150 mL;
100 mL de solução de CuSO4, aproximadamente
1 mol L–1 (5 colheres de chá para 100 mL de
solução);
palha de aço e detergente (polimento).
60
Procedimento
Limpe as placas de cobre com a palha de aço
e o detergente. Observe suas características
iniciais e anote-as.
Os alunos observarão que as placas apresentam aspecto
brilhante e cor de cobre.
Coloque cerca de 100 mL de solução de
CuSO4 no béquer. Observe suas característi-
cas e anote-as.
Os alunos observarão que a solução de sulfato de cobre se
apresenta azulada e transparente.
Mergulhe as duas placas de cobre na solução
de sulfato de cobre por cerca de 2 minutos.
Observe as características finais das placas de
cobre e da solução de CuSO4 e anote-as.
Após mergulharem as duas placas de cobre na solução de
sulfato de cobre, não serão observadas mudanças.
Releia o procedimento experimental
e suas anotações e represente por
meio de desenhos o estado inicial e o
estado final do sistema em estudo. Não se esque-
ça de anotar quais materiais foram utilizados e
se você observou alguma modificação.
Foram utilizadas duas placas de cobre e solução de sulfato
de cobre. Os desenhos dos estados inicial e final serão os
mesmos, pois não são observadas mudanças perceptíveis no
sistema sem o fornecimento de energia elétrica.
Questão para análise do experimento
1. Você diria que houve uma transformação
química decorrente da interação entre as
placas de cobre e a solução de CuSO4?
Por quê?
Em princípio, não, pois a ausência de evidências pode indicar
que não ocorreram transformações químicas.
Atividade 2
Após as discussões introdutórias feitas
na atividade 1, será estudado, na ativida-
de 2, o processo de eletrólise propriamente
dito.
Antes do experimento, peça aos alunos
que respondam:
1. Leia o procedimento experimental a se-
guir. Quais são as semelhanças e as dife-
renças em relação ao procedimento ex-
perimental realizado na atividade 1 desta
Situação de Aprendizagem?
Semelhanças: uso de placas de cobre polidas e de solu-
ção de CuSO4. Diferenças: no novo experimento, as pla-
cas são ligadas aos terminais de uma fonte de corrente
contínua.
61
Química – 2a série – Volume 2
Estudando a interação entre placas de cobre e solução de CuSO4 com o fornecimento de corrente elétrica
Materiais
2 placas de cobre (aproximadamente 5 cm
5 cm);
palha de aço e detergente (polimento);
100 mL de solução de CuSO4, aproxima-
damente 1 mol L–1 (5 colheres de chá para
100 mL de solução);
1 fonte de corrente contínua ou montagem
com pilhas de 1,5 V em série;
2 béqueres (ou copos) de 150 mL;
fios elétricos para conexão;
2 conectores (jacarés).
Procedimento
Limpe as placas de cobre com a palha de aço
e o detergente. Observe suas características
iniciais e anote-as.
Coloque cerca de 100 mL de solução de
CuSO4 no béquer. Observe suas característi-
cas e anote-as.
Coloque em outro béquer um pouco da so-
lução aquosa original de CuSO4 e reserve-a
para comparar com as cores da solução após
a realização do experimento.
Regule o valor de tensão da fonte para o me-
nor valor disponível.
Prenda cada placa a um dos conectores (ja-
carés) de um dos polos da fonte (ou pilha).
Identifique os polos da fonte para saber qual
das placas está ligada ao polo negativo (–) e
qual está ligada ao polo positivo (+) da pilha
ou bateria (fonte).
Mergulhe as duas placas de cobre na solução
de CuSO4 por cerca de 2 minutos.
tubo de plástico aberto
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Cri
açõe
s
Fonte
Placas de cobre
Solução aquosa de sulfatode cobre (CuSO4)
Figura 33.
Figura 34.
62
Descreva as alterações que você obser-
vou nas placas. Caso ache conveniente,
aponte-as no desenho anterior.
Os alunos observarão, inicialmente, que as placas apre-
sentam aspecto brilhante e cor de cobre. Observarão
também que a solução de sulfato de cobre se apresen-
ta azulada e transparente. Após mergulharem as duas
placas de cobre na solução de sulfato de cobre, pode-
rão observar que a superfície da placa ligada ao polo
negativo da fonte se apresentará mais opaca. Se forem
cuidadosos e mantiverem as placas paralelas, poderão
verificar que a face da placa ligada ao polo negativo
da fonte (que está voltada para a placa ligada ao polo
positivo da fonte) fica mais opaca do que sua outra face
(que não se encontra voltada para a placa ligada ao
polo positivo). São observadas alterações somente nas
regiões da placa que foram submersas na solução de
sulfato de cobre. Ao compararem a solução de sulfato
de cobre na qual as placas foram mergulhadas com a
solução que foi separada, os alunos poderão verificar
que a cor da primeira não se alterou.
Observação para o professor: caso não seja
possível utilizar a fonte de corrente contínua,
ela pode ser substituída por duas pilhas de
1,5 V. Serão necessários também os seguin-
tes materiais: uma tesoura, uma pinça, fita
isolante ou fita-crepe, um pedaço de tubo de
borracha ou de plástico e duas placas de co-
bre. O tubo deve ser aberto com a tesoura no
sentido de seu comprimento. As duas pilhas
devem ser encaixadas dentro do tubo aberto
(polo negativo de uma no polo positivo da
outra). Os pedaços de cobre devem ser fixa-
dos nas extremidades livres das pilhas, bem
encostados nos polos. Todo o sistema deve
ser envolvido com fita isolante. Pode-se tam-
bém utilizar um suporte para pilhas.
Questões para análise do experimento
1. Você diria que houve transformações
químicas decorrentes da interação entre
as placas de cobre e a solução de CuSO4
quando o sistema foi submetido à passa-
gem de corrente elétrica? Por quê?
Sim. As evidências observadas confirmam tal suposição, pois
a superfície da placa imersa na solução de sulfato de cobre e
ligada ao polo negativo tornou-se mais opaca.
2. Retome as explicações dadas para os resul-
tados obtidos no Experimento 1 desta Situa-
ção de Aprendizagem e proponha uma ex-
plicação para o que ocorreu com a placa de
cobre conectada ao polo negativo da fonte.
Cobre metálico deve ter se depositado sobre ela.
3. Descreva o que ocorreu com a placa de co-
bre conectada ao polo positivo da fonte.
Ficou marcada somente uma linha, que corresponde à altura
em que a placa foi submersa.
4. Descreva o que ocorreu com a coloração
da solução de CuSO4.
Não houve alteração da cor da solução.
5. Após a explicação de seu professor, tente
escrever as equações químicas das trans-
formações que ocorreram nas placas liga-
das aos polos positivo e negativo da fonte.
Polo positivo da fonte: Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e� (ocorre a oxi-
dação de átomos de cobre da placa de cobre, ou seja, há
perda de elétrons).
Polo negativo da fonte: Cu2+(aq) + 2 e� Cu(s) (ocorre a
63
Química – 2a série – Volume 2
redução de íons Cu2+ da solução de sulfato de cobre, ou seja,
há ganho de elétrons).
6. Defina cátodo e ânodo e identifique-os no
esquema presente no Roteiro de experi-
mentação.
Cátodo é o eletrodo onde ocorre o processo de redução e,
nesse caso, está ligado ao polo negativo da fonte.
Ânodo é o eletrodo onde ocorre o processo de oxidação e,
nesse caso, está ligado ao polo positivo da fonte.
É importante ressaltar que as definições de cátodo e ânodo
se relacionam com o fato de ocorrer, respectivamente, redu-
ção e oxidação, e não com a polaridade.
No desenho, o ânodo é a placa de cobre ligada ao polo po-
sitivo da fonte e o cátodo, a placa de cobre ligada ao polo
negativo.
Nessa etapa, os alunos devem associar
a observação de evidências à ocorrência de
transformações no sistema envolvendo as pla-
cas de cobre e a solução de CuSO4 sob a ação
da corrente elétrica e perceber que, para que
esse cobre se forme, é necessária a transforma-
ção dos íons Cu2+ da solução.
Para auxiliar os alunos a responder às
últimas questões, você pode relembrá-los
de que a corrente elétrica é um fluxo de car-
gas, que podem ser elétrons ou íons. Pode
também retomar a observação de que, sem
corrente elétrica, não houve transformação
química nesse sistema e então perguntar:
Como a corrente elétrica participou da trans-
formação química? Como é possível explicar a
transformação de íons Cu2+ em Cu e a trans-
formação de Cu em íons Cu2+, considerando os
conhecimentos que você já possui sobre estru-
tura da matéria? Essas perguntas podem ser
respondidas se considerarmos que o processo
de transformação de íons Cu2+ em cobre me-
tálico envolve o ganho de dois elétrons – os
processos em que há ganho de elétrons são
chamados de redução. Pode-se dizer também
que a transformação do cobre metálico em
íons Cu2+ envolve a perda de dois elétrons –
os processos em que há perda de elétrons são
chamados de oxidação.
O sistema em que ocorre a redução
(Cu2+/Cu) é chamado cátodo, e na eletrólise
ele é o polo negativo. O sistema em que ocor-
re a oxidação (Cu/Cu2+) é chamado ânodo, e
na eletrólise ele é o polo positivo. Neste mo-
mento, pode-se discutir que a substância que
sofre oxidação é chamada de agente redutor,
pois provoca a redução da outra espécie, e a
substância que sofre redução é chamada de
agente oxidante, pois provoca a oxidação da
outra espécie.
Você pode auxiliar os alunos a compre-
ender que, simultaneamente, está ocorrendo
um processo de oxidação no polo positivo, no
qual o cobre metálico está se transformando
em íons Cu2+. Isso pode ser explicado se con-
siderarmos que a cor azulada da solução de
CuSO4 se mantém, o que significa que a con-
centração de íons Cu2+ também se manteve. Se
está ocorrendo uma retirada desses íons em
razão do processo de formação do cobre me-
tálico e a cor da solução se mantém, isso sig-
nifica que há fornecimento de íons Cu2+ para
a solução por meio do processo de oxidação
que está ocorrendo no polo positivo.
64
Pode-se atentar para o ganho de massa que
ocorrerá na placa de cobre ligada ao polo negati-
vo e para a perda de massa que ocorrerá na placa
de cobre ligada ao polo positivo do sistema. Es-
sas variações de massa serão iguais, pois os pro-
cessos de oxidação e de redução são simultâneos.
É importante discutir com os alunos como
a condução de corrente elétrica ocorre no sis-
tema submetido à eletrólise. Retomando as
ideias sobre condutibilidade elétrica dos ma-
teriais, estudadas no volume 1, sabe-se que,
nos metais, a condutibilidade ocorre por meio
da movimentação dos elétrons; portanto, é
dessa forma que flui a corrente elétrica pe-
los fios. E, na solução, a corrente elétrica flui
pela movimentação dos íons. Os cátions são
atraídos pelo polo negativo do sistema e se
movimentam em sua direção para, em segui-
da, receberem elétrons e sofrerem redução. Os
ânions, por sua vez, são atraídos pelo polo po-
sitivo e se movimentam em direção a ele, para
perderem elétrons e sofrerem oxidação.
No caso do sistema estudado, não é fácil
evidenciar a movimentação dos ânions e a
ocorrência da sua oxidação, pois essas são rea-
ções secundárias. Podemos citar como exem-
plo dessas reações a oxidação dos íons OH–
provenientes da autoionização da água:
H2O(l) H+(aq) + OH–(aq) (autoioniza-
ção da água)
4 OH–(aq) O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– (oxi-
dação dos íons OH–)
Para que os alunos apliquem os conheci-
mentos adquiridos sobre a participação da
corrente elétrica em reações químicas, pode-se
solicitar a eles uma pesquisa.
Procure saber como se dá um banho
de prata em bijuterias, talheres etc. e
conhecer também quais cuidados
tomar e o que se deve controlar para que as
bijuterias não “descasquem” facilmente.
Desafio!
1. Tente explicar por que a cor da solução
de sulfato de cobre não se altera.
O fato de a cor da solução de sulfato de cobre não ter se
alterado é indício de que a concentração de íons cobre
permaneceu constante. Isso se justifica considerando-
-se que ocorreram simultaneamente dois processos:
a oxidação, em que átomos de cobre (Cu) da placa
de cobre perdem elétrons, transformando-se em íons
Cu2�, que foram para a solução; e a redução, em que
íons Cu2�, que estavam na solução, recebem elétrons,
transformando-se em átomos de cobre, que se deposi-
tam na placa. Como a proporção entre as espécies que
participam dessas transformações é de 1 átomo de Cu
para 1 íon Cu2� e vice-versa, a concentração desse íon e,
portanto, a cor da solução não variam.
2. A massa da placa que está ligada ao
polo positivo deve aumentar ou dimi-
nuir? Justifique sua resposta.
A massa da placa ligada ao polo positivo deve diminuir
pois, nela, o cobre metálico está sendo oxidado a Cu2�.
Esses íons formados vão para a solução; portanto, a mas-
sa da placa diminui.
65
Química – 2a série – Volume 2
Os alunos poderão aplicar seus conhecimentos para pesqui-
sar como são feitos os banhos de prata em metais. Apren-
derão que o objeto a ser prateado deverá estar ligado ao
polo negativo (cátodo) de uma fonte de corrente contínua
e imerso em uma solução que contenha cátions de prata.
Ao polo positivo da fonte (ânodo) poderá estar ligada uma
placa de prata ou um material inerte (nesse caso, os átomos
de oxigênio da água da solução perderão elétrons).
H2O(l) 2 H�(aq) � ½ O
2(g) � 2 e� (ânodo)
2 Ag�(aq) � 2 e� 2 Ag(s) (cátodo)
Por analogia, os alunos poderão perceber que, por meio de
eletrólise, podem-se “recapear” objetos metálicos, fazendo
a eletrodeposição. São comuns banhos de ouro, de cromo,
de níquel, entre outros. Os materiais a sofrerem eletrodepo-
sição devem ser bons condutores de eletricidade. Atualmen-
te, muitos objetos plásticos (maus condutores de corrente
elétrica) são galvanizados. Para tanto, são limpos e depois
borrifados com uma substância condutora (às vezes, é usado
grafite). Após esse tratamento, o objeto é galvanizado.
As pesquisas também precisarão apontar que os objetos deverão
estar limpos e isentos de gordura e de impurezas para melhorar
a aderência da prata metálica formada e para que, dessa manei-
ra, não “descasquem” com facilidade. Os alunos poderão ainda
aprender sobre a importância do controle da intensidade da
corrente, pois esta determina a rapidez da deposição do metal:
correntes menos intensas determinam deposições mais lentas, o
que, em geral, melhora a aderência do metal depositado.
Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 6
Ao final desta Situação de Aprendiza-
gem, os alunos devem ter compreendido
que reações de oxidorredução ocorrem com
o envolvimento de energia elétrica, em que
uma espécie perde elétrons e a outra ganha.
É importante que eles percebam que o for-
necimento de corrente elétrica pode pro-
vocar esse tipo de reação, como aconteceu
no experimento realizado. Neste momento,
também é desejável que saibam representar e
interpretar as semirreações que ocorrem em
processos simples de eletrólise.
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 7 COMO FUNCIONAM AS PILHAS
Esta Situação de Aprendizagem tem como
objetivo permitir que os alunos compreendam
o funcionamento das pilhas de maneira quali-
tativa. É proposto um experimento para levá-
-los a observar o que ocorre quando uma pilha
funciona e a usar modelos microscópicos para
explicar esse fenômeno. Num segundo momen-
to, pretende-se também que percebam que é
possível prever se uma determinada associação
de materiais poderá ou não formar uma pilha.
Conteúdos e temas: pilha e reatividade de metais.
Competências e habilidades: aplicar os modelos atômicos estudados para explicar as transformações ocorridas em uma pilha; compreender que existem reações químicas que ocorrem com transferência de elétrons e que podem gerar corrente elétrica; interpretar tabelas feitas com base em dados experimentais; reconhecer que os metais têm diferentes reatividades e aplicar essas ideias para prever a ocorrência de transformações químicas.
66
Atividade 1
Você poderá iniciar esta atividade retoman-
do algumas das ideias discutidas na Situação
de Aprendizagem 5. Podem ser feitas questões
como: O que é uma pilha? Dê exemplos de uso
de pilha.
As informações disponíveis até agora não
permitem que os alunos compreendam comple-
tamente o funcionamento de uma pilha; assim,
pode-se questionar: O que ocorre durante as trans-
formações químicas que possibilita o fornecimento
de corrente elétrica? Para responder a essa ques-
tão, será construída uma pilha com materiais di-
ferentes dos encontrados nas pilhas comerciais,
mas que funciona de maneira semelhante.
Caso não haja possibilidade de os alunos
executarem o experimento, pode-se fazê-lo de
maneira demonstrativa. Se não for possível,
de forma alguma, realizar o experimento, você
poderá desenhar na lousa o esquema da monta-
gem da pilha, descrever o que acontece e, simul-
taneamente, completar a tabela com os alunos.
Se o experimento for realizado pelos alunos, po-
de-se pedir que preencham a tabela com os dados
experimentais.
Construção de uma pilha de Daniel
Materiais e reagentes
100 mL de solução de sulfato de cobre pen-
taidratado (CuSO4 5 H2O), aproximada-
mente 1,0 mol L–1 (5 colheres de chá para
100 mL de solução);
100 mL de solução de sulfato de zinco heptai-
dratado (ZnSO4 7 H2O), aproximadamente
1,0 mol L–1 (6 colheres de chá para 100 mL
de solução);
palha de aço, água e sabão para limpar as
placas de cobre e de zinco;
placa de cobre;
placa de zinco;
dois pedaços de aproximadamente 20 cm de
fio de cobre;
pinça e algodão cortado no tamanho das
placas de zinco e de cobre;
cartão musical sem a bateria.
Procedimento
Parte 1
Limpe as placas de cobre e de zinco com pa-
lha de aço, água e sabão.
Sugestão de estratégias de ensino: obtenção e análise de resultados experimentais.
Sugestão de recursos: materiais para o experimento.
Sugestão de avaliação: participação nas discussões e nas aulas experimentais; respostas às questões propostas.
67
Química – 2a série – Volume 2
Prenda um fio na placa de cobre e outro na
placa de zinco.
Conecte o fio ligado na placa de zinco ao polo
negativo do cartão musical e o fio ligado na placa
de cobre ao polo positivo. Coloque as placas de
zinco e de cobre em contato.
Descreva suas observações.
Os alunos vão perceber que nada acontece com as placas
nem com o cartão.
Parte 2
Com uma pinça, pegue um pedaço de algo-
dão para curativos e mergulhe-o na solução
de sulfato de cobre. Pegue outro pedaço de
algodão e mergulhe-o na solução de sulfato
de zinco.
Monte o sistema conforme mostra a figura
a seguir, usando as placas limpas utilizadas
na Parte 1.
Atenção: cuidado para não deixar as placas
metálicas diretamente encostadas.
Represente por meio de desenhos o estado
inicial e o estado final do sistema em estu-
do. Não se esqueça de anotar quais reagentes
foram utilizados e se você observou alguma
modificação.
Os desenhos devem mostrar a mudança de cor, como su-
gerido na Figura 36.
Após o experimento, o aluno vai perceber que a placa de
cobre ficou mais opaca, dando a impressão de ter se for-
mado um depósito. Esse depósito tem uma cor castanha
semelhante à do cobre. Muitas vezes, quando os alunos
veem a cor castanha, concluem que a placa “enferru-
jou”. Se isso ocorrer, é importante questionar: De onde
veio o ferro? Tinha ferro no sistema? Essas perguntas
levam o estudante a refletir e a perceber que a colora-
ção observada não pode ser ferrugem. Como a monta-
gem foi feita com o algodão embebido na solução de
sulfato de cobre, não é possível perceber a mudança
de cor dessa solução.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
conector
Figura 35.
Figura 36.
68
a LED é uma pequena lâmpada que se acende mesmo com corrente elétrica de intensidades baixas. Pode ser en-contrado em lojas de material elétrico.
Metal
Coloração Brilho Massa (g)
Inicial Final Inicial Final Inicial Final
Placa de cobre (Cu)
Castanho- -avermelhado
Castanho mais escuro (mais avermelhado do que no início)
Brilhante OpacoMaior do que a inicial
Placa de zinco (Zn)
CinzaCinza com aparência desgastada
Brilhante OpacoMenor do que a inicial
Na Parte 1 do experimento, o sistema será
montado sem solução para que os alunos ob-
servem que nada ocorre e que o cartão musical
não toca. Na Parte 2, os algodões embebidos
nas soluções são adicionados, e os alunos ou-
virão o cartão musical tocar. Caso haja algum
aluno deficiente auditivo na sala, você pode
substituir o cartão por um LEDa.
Recomenda-se que a pilha fique monta-
da por aproximadamente 2 minutos e depois
seja desmontada para mostrar o aspecto final
das placas de zinco e de cobre. Os alunos po-
derão, então, completar suas tabelas e com-
parar os aspectos das placas antes e depois
da realização da Parte 1 e da Parte 2 do ex-
perimento. A placa de zinco deverá assumir
uma coloração escura depois da Parte 2 do
experimento. Para que a transformação fique
mais visível, seria interessante lavar ambas as
placas e compará-las com placas limpas que
não sofreram transformação. O desgaste da
placa de zinco é visível. Caso disponha de uma
boa balança, você pode pesar as placas antes
e depois; os alunos verificarão que a massa da
placa de zinco diminuiu e que a massa da pla-
ca de cobre aumentou. Para que mudanças
mensuráveis nas massas possam ser observa-
das, sugere-se deixar a pilha funcionando por
mais de 4 minutos.
Questões para análise do experimento
1. Ao terminar a Parte 1 do experimento, foi
observada alguma evidência de transfor-
mação química?
Não se observou nenhuma evidência de transformação quí-
mica.
2. Para que o cartão musical toque, é neces-
sário energia. Como ela foi obtida? Você
diria que ocorreu transformação química
durante a realização da Parte 2 do experi-
mento? Explique.
A energia que fez soar a música do cartão foi obtida quando
as placas metálicas e a solução foram colocadas em contato.
A transformação química foi evidenciada pela mudança no
brilho e na coloração das placas.
Tabela 18.
Observações
69
Química – 2a série – Volume 2
eletrólise, no qual a corrente elétrica foi uti-
lizada para que ocorresse uma transforma-
ção química.
A discussão pode, então, ser aprofundada
para o nível microscópico de modo a explicar
as transformações que estão ocorrendo na pi-
lha. A seguir, são apresentadas, para subsidiar
a aula, sugestões de questões cujas respostas
devem ser discutidas e, em seguida, registradas
no Caderno do Aluno.
Questões para a sala de aula
1. Faça um desenho que represente os íons
cobre na solução de CuSO4 e os átomos
de cobre metálico na placa. Discuta se-
melhanças e diferenças entre essas duas
espécies.
Os alunos poderão fazer diferentes representações. É impor-
tante, entretanto, que o professor não aceite que a diferen-
ciação entre os íons cobre II e os átomos de cobre seja feita
por meio de cores. Essa é uma visão substancialista, que deve
ser evitada. Por substancialismo entende-se a atribuição das
propriedades das substâncias aos átomos que as compõem;
por exemplo, um átomo de cobre não é avermelhado, o me-
tal cobre sim. O que deve ficar claro é que os íons cobre II
apresentam dois elétrons a menos em sua eletrosfera do que
o número de prótons em seu núcleo. Eles estarão na solução
solvatados por moléculas de água (cada íon estará cercado
por moléculas de água). Os átomos de cobre metálico esta-
rão unidos por ligações metálicas.
2. Medindo a massa da placa de cobre antes
do experimento e depois dele (Parte 2),
percebe-se que nela ocorre um aumento
de massa. Com base nesse dado e na sua
resposta à questão 1, você acredita que
3. Retome o texto lido na Situação de Apren-
dizagem 5 e tente explicar como a energia
elétrica foi obtida.
Pode-se concluir que a energia elétrica foi obtida a partir das
transformações químicas que ocorreram no sistema formado
pela placa de cobre e a solução de sulfato de cobre e pela
placa de zinco e a solução de sulfato de zinco.
4. Compare os resultados obtidos na Parte 2
do experimento com o que você observou
no experimento de eletrólise da solução de
CuSO4 (Situação de Aprendizagem 6, ter-
ceiro experimento). Quais semelhanças e
quais diferenças podem ser observadas?
Semelhanças: nos dois experimentos, uma placa de cobre fi-
cou mais escura e opaca, dando a impressão de um depósito.
Diferenças: no terceiro experimento da Situação de Apren-
dizagem 6, a transformação só ocorreu depois do forneci-
mento de energia. Na montagem do experimento só foram
utilizadas placas de cobre. Neste experimento observou-se
uma transformação que produziu energia elétrica, e, além da
placa de cobre, utilizou-se uma placa de zinco.
Desafio!
Releia sua resposta ao Desafio! proposto
na atividade 2 da Situação de Aprendizagem 5
e defina novamente pilha e eletrólise.
Pilha é o sistema em que ocorrem transformações
químicas que produzem energia elétrica. Eletrólise é o
sistema em que a corrente elétrica provoca transfor-
mações químicas.
Neste momento, é desejável que os alu-
nos compreendam que houve uma trans-
formação química que produziu corrente
elétrica, diferentemente do experimento da
70
os íons cobre se transformaram em cobre
metálico ou o contrário? Represente essa
transformação por meio de uma equação
química. Justifique.
Os íons cobre se transformaram em cobre metálico, e a for-
mação de um depósito de cobre sobre a placa de cobre me-
tálico evidencia essa transformação. O aumento de massa é
mais um indício.
Cu2� (aq) � 2 e� Cu(s)
3. De acordo com o que você estudou na Si-
tuação de Aprendizagem 6, a reação que
ocorreu na placa de cobre foi de redução
ou de oxidação? Justifique.
O processo que ocorreu na placa de cobre foi uma reação de
redução, pois íons Cu2�, ganhando elétrons, transformaram-se
em átomos de cobre, que depois se depositaram na placa.
4. Lembrando que é chamado de cátodo o
eletrodo onde ocorre a reação de redução
e de ânodo o eletrodo onde ocorre a reação
de oxidação, a região da placa de cobre se-
ria o cátodo ou o ânodo da pilha?
Seria o cátodo da pilha, pois foi onde ocorreu a redução.
5. No experimento, o fio ligado à placa de co-
bre estava em contato com o polo positivo
ou negativo da pilha?
Estava ligado ao polo positivo. Nesse caso, talvez seja im-
portante ressaltar que o polo é o contrário do observado na
eletrólise.
A questão 1 procura levar o aluno a dife-
renciar os íons cobre do cobre metálico. Os
alunos costumam ter muita dificuldade em
perceber que íons cobre têm características di-
ferentes do cobre metálico, pois é comum cha-
marmos os dois simplesmente de cobre.
Nem sempre se consegue perceber que hou-
ve um depósito de cobre na placa de cobre;
por isso, a questão 2 fornece a informação de
que a massa aumentou nessa placa.
As questões 2 e 3 procuram levar os alu-
nos a concluir que houve uma transformação
de íons cobre em cobre metálico. Como eles
já estudaram o modelo de Rutherford-Bohr e
discutiram os conceitos de oxidação e de redu-
ção na Situação de Aprendizagem 6, é possí-
vel concluir que, para passar de Cu2+ para Cu,
é necessário ganhar dois elétrons; portanto, os
íons cobre sofrerão uma redução.
As questões 4 e 5 buscam reforçar o con-
ceito – visto na Situação de Aprendizagem 6
– de que o cátodo é sempre o eletrodo onde
acontece a redução, mas o polo do cátodo na
eletrólise é negativo e na pilha é positivo. Esse
conceito é importante, pois os alunos costu-
mam acreditar que o cátodo é sempre o polo
positivo, independentemente de se tratar de
pilha ou de eletrólise.
Ao final da discussão das questões de 1 a
5, pode-se perguntar: De onde vêm os elétrons
para que ocorra a reação de redução estudada?
Você pode, então, relembrá-los das ca-
racterísticas da placa de zinco depois do ex-
perimento e propor as seguintes questões (as
respostas deverão ser novamente discutidas e
registradas no Caderno do Aluno):
6. Observando a placa de zinco antes e depois
do experimento, você diria que ela sofreu
aumento de massa ou desgaste? Justifique.
71
Química – 2a série – Volume 2
A placa parece ter se desgastado, pois ficou opaca e não deu a
impressão de ter se formado nenhum depósito em sua superfície.
7. Qual é a diferença entre Zn2+ e Zn? Na pla-
ca de zinco, encontra-se qual das duas for-
mas de zinco? E na solução de ZnSO4?
Zn é a forma metálica do zinco; ele representa a forma atô-
mica, com carga zero. No Zn2�, o zinco está na forma iônica e
possui duas cargas positivas, mostrando que perdeu elétrons.
Na placa de zinco encontra-se o zinco na forma metálica;
portanto, Zn. Na solução há íons zinco; portanto, Zn2�.
8. Considerando que a massa da placa de zin-
co diminuiu após o funcionamento da pilha,
você diria que o Zn2+ se transformou em Zn
ou o contrário? Represente essa transforma-
ção por meio de uma equação química.
Como a massa diminuiu, o zinco metálico transformou-se
em íons zinco. Se tivesse acontecido o contrário, a massa da
placa teria aumentado, pois haveria formação de zinco me-
tálico, que ficaria depositado na superfície dessa placa.
Zn(s) Zn2�(aq) � 2e� ou Zn(s) � 2e� Zn2�(aq)
9. Na transformação considerada na ques-
tão anterior, o zinco perdeu ou ganhou
elétrons? Ele sofreu redução ou oxidação?
Justifique.
O zinco perdeu elétrons; portanto, sofreu oxidação.
10. A região da placa de zinco seria o cátodo
ou o ânodo da pilha? Justifique.
Como na região da placa de zinco ocorreu a oxidação, ela é
o ânodo da pilha.
11. No experimento, o fio ligado à placa de
zinco estava em contato com o polo positi-
vo ou negativo da pilha?
O fio estava em contato com o polo negativo da pilha. É im-
portante ressaltar que o polo é exatamente o contrário do
observado na eletrólise.
Como síntese, pode-se elaborar uma tabela com os alunos:
Polo (+) Polo (–)
Pilhas Cátodo (ocorre redução)
Ânodo (ocorre oxidação)
Eletrólise Ânodo (ocorre oxidação)
Cátodo (ocorre redução)
As questões de 6 a 9 deverão levar os alunos
a perceber que o desgaste (corrosão) da placa de
zinco mostra que esse metal deve ter se transfor-
mado em íons Zn2+. Às vezes, esse desgaste não
fica muito evidente no experimento; por isso, for-
nece-se o dado de que a massa da placa de zinco
diminuiu. Depois da discussão das questões an-
teriores, você pode retomar a questão: De onde
vieram os elétrons para a redução dos íons cobre?
Deve-se, então, concluir que os íons Cu2+
ganharam elétrons provenientes da perda de
elétrons ocorrida no zinco.
Com as questões 10 e 11, pretende-se levar
os alunos a compreender que, no ânodo, ocor-
re a oxidação e que, na pilha, esse processo
ocorre no polo negativo, enquanto na eletróli-
se ocorre no positivo.
Para concluir a discussão, podem-se pro-
por aos alunos as questões a seguir.
1. Comente a frase: “Quando ocorre
uma reação de redução, sempre deve
acontecer outra reação que seja de oxidação”.
Tabela 19.
72
É importante que o aluno perceba que, sempre que
ocorre uma reação de redução, deve acontecer uma rea-
ção de oxidação e vice-versa. Podemos concluir isso, pois
na redução ocorre um ganho de elétrons; logo, esses
elétrons devem vir de uma espécie que perdeu elétrons.
Da mesma maneira, se uma espécie perde elétrons, esses
elétrons devem ser consumidos em outro processo, que
é a redução.
2. Com base nas equações de oxidação e re-
dução, escreva a equação que representa a
reação global ocorrida com as pilhas:
a) Cu2+(aq) + 2 e– Cu(s) (semirreação de
redução)
Zn(s) � 2 e� Zn2+(aq) ou Zn(s)
Zn2+(aq) + 2 e– (semirreação de oxidação)
Desafio!
Observe o esquema a seguir e explique como os elétrons foram transferidos da placa de zinco para a placa de cobre e como os íons se movi-mentam no sistema. Considere a condução da corrente elétrica nos fios, nas soluções e a fun-ção da ponte salina.
As reações de oxidação e redução acontecem na inter-
face metal/solução. Na oxidação, o átomo de zinco (Zn)
perde dois elétrons e passa para a solução na forma de
íons zinco (Zn2�(aq)). Por causa dessa reação, ocorre um
fluxo de elétrons através do fio em direção ao eletrodo de
cobre. O “excesso” de elétrons na interface da placa
de cobre com a solução atrai os íons cobre (positivos), que
reagem com esses elétrons, transformando-se em cobre
metálico. Portanto, no fio metálico ocorre uma corrente
elétrica por meio de um fluxo de elétrons.
Para que o circuito seja fechado é necessário que também
haja condução da corrente elétrica através da solução. Nes-
se caso, no entanto, a condução não acontece pela movi-
mentação de elétrons, mas pela movimentação de íons na
solução. No eletrodo onde está acontecendo a oxidação
aparece um excesso de cargas positivas, pois estão se for-
mando íons zinco; assim, os ânions migram nessa direção.
Já no eletrodo de cobre aparece uma deficiência de cargas
positivas, pois os íons cobre estão se reduzindo, e os cátions
migram nessa direção. A ponte salina, portanto, tem a fun-
ção de conectar as duas soluções e permitir a condução da
corrente elétrica através delas, fechando assim o circuito.
Cu2�(aq) � 2 e� Cu(s) semirreação de redução
Zn(s) � 2 e� Zn2�(aq) semirreação de oxidação
Cu2�(aq) � Zn(s) Zn2�(aq) + Cu(s) reação global
b) H2(g) 2 H+(aq) + 2 e�
Ag�(aq) + e� Ag(s)
H2(g) 2 H�(aq) � 2e� semirreação de oxidação
2 Ag�(aq) � 2e� 2 Ag(s) semirreação de redução
H2(g) � 2 Ag�(aq) 2 Ag(s) � 2 H�(aq) reação global
Lembre os alunos de que, no balanceamento, o número de
elétrons perdidos na oxidação do hidrogênio deve ser igual
ao número de elétrons ganhos na redução da prata. Por isso, a
equação que representa a redução da prata é multiplicada por 2.
É importante, ainda, discutir algumas ca-
racterísticas da pilha. Isso pode ser feito com
auxílio do desafio a seguir.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
solução de CuSO4 1 mol · L–1 solução de ZnSO4 1 mol · L–1
Figura 37.
73
Química – 2a série – Volume 2
Se houver possibilidade, monte a pilha
de Daniel usando praticamente os mesmos
materiais mencionados no Desafio!. Em vez
de usar um voltímetro, poderá ser usado um
circuito de cartão musical (como o usado no
experimento Construção de uma pilha de
Daniel) ou um LED, para mostrar a produ-
ção de corrente elétrica. A ponte salina pode
ser feita com vários barbantes de algodão en-
rolados, embebidos em bastante solução de
KCl ou NaCl. Para que a corrente no circuito
seja suficiente para tocar o cartão ou acen-
der a lâmpada, é importante que os fios não
sejam muito compridos, não tenham conec-
tores (preferencialmente) e sejam amarrados
diretamente nas placas. Montando a pilha,
você poderá mostrar que ela não funciona
sem a ponte salina. Caso não seja possível
realizar a montagem dessa maneira, você po-
derá reproduzir o esquema da pilha na lousa
e discutir seu funcionamento. Deve-se ressal-
tar que não é suficiente a presença das solu-
ções, mas elas devem estar em contato para
que ocorra condução da corrente elétrica e a
pilha funcione.
Atividade 2
O objetivo desta atividade é levar os alu-
nos a compreender que há associações de
metais e soluções de cátions metálicos que
podem ou não levar a reações de oxidorre-
dução. O estudo pode ser iniciado com a se-
guinte questão:
1. Dê exemplos de pilhas e baterias que você
conhece. Com que metais elas são fabri-
cadas?
Espera-se que os alunos citem exemplos de algumas pilhas
e baterias e tentem imaginar do que elas são feitas. Alguns
alunos podem, por exemplo, saber que a bateria de carro é
feita de chumbo e de um ácido. A intenção aqui é levá-los
a pensar se na construção das pilhas são sempre usados os
mesmos materiais.
O objetivo é levar os alunos a comparar
as pilhas e baterias que conhecem e a cons-
tatar que elas não são todas iguais, ou seja,
construídas com os mesmos materiais. Pode-
-se também despertar a curiosidade deles com
mais uma questão: É possível prever em uma
associação de metais e soluções iônicas quais
processos de oxidação e de redução ocorrerão?
Essa resposta virá no decorrer desta atividade.
É possível que, ao final da atividade 1, os
próprios alunos já questionem se é possível fa-
zer pilhas com outros metais e como eles po-
dem ser escolhidos. Nesse caso, é possível usar
as próprias indagações dos alunos para iniciar
a atividade.
Em seguida, proponha o seguinte experi-
mento:
74
Analisando a reatividade de alguns metais em presença de soluções que contêm cátions desses metais
Materiais
cobre (um pedaço de fio ou raspas);
magnésio (um pedaço de fita ou aparas);
ferro (prego ou raspas);
soluções de aproximadamente 1 mol L–1 de
sulfato de ferro II (aproximadamente 3 co-
lheres de chá para 100 mL de solução), sulfa-
to de magnésio (aproximadamente 3 colheres
de chá para 100 mL de solução) e sulfato de
cobre (aproximadamente 5 colheres de chá
para 100 mL de solução);
9 tubos de ensaio numerados;
uma proveta de 10 mL.
Procedimento
Em três tubos de ensaio (1, 2 e 3), coloque
aproximadamente 2 mL de solução de FeSO4.
Adicione ferro no tubo 1, cobre no tubo 2 e
magnésio no tubo 3. Observe.
Em outros três tubos de ensaio (4, 5 e 6), co-
loque aproximadamente 2 mL de solução de
CuSO4. Adicione ferro no tubo 4, cobre no
tubo 5 e magnésio no tubo 6. Observe.
Em outros três tubos de ensaio (7, 8 e 9), co-
loque aproximadamente 2 mL de solução de
MgSO4. Adicione ferro no tubo 7, cobre no
tubo 8 e magnésio no tubo 9. Observe.
Represente, por meio de desenhos, o estado
inicial e o estado final de cada sistema em
estudo (tubo). Não se esqueça de anotar
quais reagentes foram utilizados e se você
observou alguma modificação.
MetaisÍons
Fe2+ Cu2+ Mg2+
Ferro Nada ocorre (tubo 1)Formação de um depósito vermelho (de cobre) sobre o ferro; descoramento da solução (tubo 4)
Nada ocorre (tubo 7)
Cobre Nada ocorre (tubo 2) Nada ocorre (tubo 5) Nada ocorre (tubo 8)
Magnésio Formação de um depósito escuro na superfície do magnésio (tubo 3)
Formação de um depósito (cobre) na superfí-cie do magnésio (tubo 6)
Nada ocorre (tubo 9)
Questões para análise do experimento
1. Construa uma tabela com os dados obti-
dos no experimento. Como sugestão para
elaborar a tabela, você pode colocar em di-
ferentes linhas os metais testados e nas co-
lunas as soluções utilizadas (ou vice-versa).
Uma forma de construir a tabela é a seguinte:
Tabela 20.
75
Química – 2a série – Volume 2
2. Observando os dados da tabela, você diria
que as reatividades dos metais com essas
soluções são as mesmas? É possível estabe-
lecer uma ordem de reatividade?
A reatividade não é a mesma, pois o metal magnésio reage
com duas soluções, o metal cobre não reage com nenhuma
e o metal ferro reage com uma. Com esses dados podemos
montar a ordem crescente de reatividade: Cu, Fe e Mg.
3. Os resultados obtidos no tubo 4 sugerem que
há formação de um depósito de cobre metá-
lico sobre o ferro. Nesse caso, os íons Cu2+
da solução sofreram oxidação ou redução?
Justifique sua resposta e escreva a equação
química que representa essa semirreação.
Os íons cobre sofreram redução, já que formaram um depó-
sito de cobre metálico sobre o ferro.
Cu2�(aq) � 2 e� Cu(s)
4. Levando em conta sua resposta à questão
anterior, o ferro deve ter sofrido oxidação
ou redução? Como você chegou a essa con-
clusão? Escreva a equação que representa
essa semirreação.
O ferro sofreu oxidação. Levando em conta que sempre que
ocorre uma reação de redução deve haver uma reação de oxi-
dação, o ferro foi oxidado, já que os íons cobre foram reduzidos.
Fe(s) Fe2�(aq) � 2 e�
5. Explique os resultados obtidos nos tubos 3
e 6. Escreva as equações que representam as
duas semirreações observadas em cada caso.
Os resultados mostram que nos dois casos houve formação de
um depósito sobre o magnésio, indicando a redução dos íons
da solução; portanto, houve oxidação do magnésio metálico.
Tubo 3
Fe2�(aq) � 2e� Fe(s) semirreação de redução
Mg(s) Mg2�(aq) � 2e� semirreação de oxidação
Tubo 6
Cu2�(aq) � 2 e� Cu(s) semirreação de redução
Mg(s) Mg2�(aq) � 2 e� semirreação de oxidação
6. Levando em consideração a ordem de rea-
tividade que você estabeleceu e as respostas
às outras questões, é possível afirmar que o
metal mais reativo é aquele que tem maior
tendência a sofrer oxidação ou redução?
Qual é a tendência dos cátions dos metais
menos reativos?
Percebe-se, pela ordem de reatividade construída, que o me-
tal mais reativo é aquele que tem maior tendência a sofrer
oxidação. A tendência dos cátions dos metais menos reativos
é se reduzirem para a forma metálica.
7. Se pudéssemos fazer experimentos seme-
lhantes a esse utilizando outros metais e
soluções dos seus respectivos cátions, po-
deríamos ampliar a série de reatividade
construída? Justifique.
Sim, seria possível fazer um experimento semelhante utili-
zando vários cátions e ordenando-os segundo a ordem cres-
cente ou decrescente de reatividade.
8. Descreva um experimento que possibilite
comparar o níquel e o ferro, considerando
sua reatividade.
Seria possível colocar uma solução de íons ferro em dois tubos
de ensaio, mergulhar um pedaço de níquel em um deles e um
pedaço de ferro no outro. Em outros dois tubos de ensaio seria
possível colocar uma solução de íons níquel e mergulhar ferro
metálico em um tubo e níquel metálico em outro.
Talvez algum aluno, que já consiga trabalhar melhor com va-
riáveis, perceba que não é necessário fazer o experimento do
metal com seus próprios íons. Desse modo, como são apenas
dois metais, aquele que reagir com os íons do outro será o
mais reativo. Para essa questão, não se espera que os alunos
76
concluam que o ferro é mais reativo do que o níquel, pois
esse experimento não foi realizado.
Para concluir a atividade, você pode infor-
mar os alunos de que existem séries de reativi-
dades que apresentam os elementos metálicos
conhecidos e mostram a facilidade com que
sofrem redução ou oxidação quando combi-
nados com outros. Com essas informações,
pode-se pensar quais associações de metais/
íons vão resultar na ocorrência de reações de
oxidorredução espontâneas. Considerando
que são esses tipos de reação que possibilitam
o funcionamento das pilhas, é possível, com
base nisso, escolher materiais que podem ser
empregados na sua construção.
Desafio!
A seguir, temos uma série de reatividade
com alguns metais em ordem crescente de
tendência de oxidação.
Ouro < platina < prata < mercúrio < cobre < chumbo < estanho < níquel < cobalto < ferro < cromo < zinco < manganês < alumí-nio < magnésio < sódio < cálcio < potássio.
1. Reescreva essa série utilizando os símbo-
los dos elementos químicos.
Au < Pt < Ag < Hg < Cu < Pb < Sn < Ni < Co < Fe < Cr < Zn
< Mn < Al < Mg < Na < Ca < K
2. Escolha dois desses metais que, associa-
dos, possam formar uma pilha e cons-
trua um esquema (semelhante ao da ati-
vidade 1) de como essa pilha poderia ser
montada. Não se esqueça de identificar
os polos onde ocorrerá a redução e onde
ocorrerá a oxidação.
Ocorrerá redução dos íons prata no polo positivo, com
depósito de prata metálica neste eletrodo, e oxidação do
magnésio metálico no polo negativo (eletrodo de mag-
nésio). É importante que os alunos percebam, pela série
de reatividade, que, como o magnésio é mais reativo do
que a prata, ele sofrerá oxidação e os íons prata serão
reduzidos. Esse é só um exemplo, pois os alunos poderão
montar pilhas com vários metais da série. O metal mais
reativo será o que sofrerá oxidação. Para esse exemplo,
o desenho seria semelhante ao mostrado na Figura 38.
Figura 38.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
v+ –
Mg2+ Ag+
K+ Cl–
Mg Ag
77
Química – 2a série – Volume 2
placa de chumborecoberta com PbO2
placas de chumborecobertas comchumboesponjoso
H2SO4(aq)
placas de chumborecobertas com PbO2
solução de ácido sulfúrico
voltímetro
É interessante propor a análise dos dese-
nhos que representam algumas pilhas – assim
como as transformações químicas que nelas
ocorrem.
Identifique, nas reações das pilhas
esquematizadasa a seguir, o cátodo,
o ânodo, a reação que ocorre no
polo positivo e a que ocorre no polo negativo.
Zn(s) � 2 e� Zn2�(aq) oxidação (ânodo), polo negativo
MnO2(s) � 2 H
2O(l) + 2 e� Mn(OH)
2(s) � 2 OH�(aq) redução (cátodo), polo positivo
Pb(s) + HSO4 (aq) � 2 e� PbSO
4(s) � H�(aq) oxidação (ânodo), polo negativo
PbO2(s) + HSO
4 (aq) � 3 H�(aq) + 2 e� PbSO
4(s) � 2 H
2O(l) redução (cátodo), polo positivo
�
�
envoltório de aço + papelão + plástico
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
Zn(s) � 2e� Zn2+(aq)MnO2(s) + 2 H2O(l) + 2e– Mn(OH)2(s) + 2 OH� (aq)
Zn(s) + MnO2(s) + 2 H2O(l) Zn2+ (aq) + Mn(OH)2(s) + 2 OH– (aq)
Pb(s) + HSO4 (aq) – 2e� PbSO4(s) + H+(aq)
PbO2(s) + HSO4 (aq) + 3 H+(aq) + 2e� PbSO4(s) + 2 H2O(l)
Pb(s) + PbO2 (s) + 2 HSO4 (aq) + 2 H+(aq) 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)�
�
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
a Ilustrações adaptadas de: GEPEQ (Grupo de Pesquisa em Educação Química). Interações e transformações III: Química e sobrevivência – atmosfera: Livro do aluno. São Paulo: Edusp, 1998. p. 74-76.
Figura 39. Pilha seca comum.
Figura 40. Bateria de chumbo-ácido.
�
78
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al©
Cla
udio
Rip
insk
as/R
2 E
dito
rial
Cd(s) + 2 OH�(aq) – 2e� Cd(OH)2(s)
NiO2 (s) + 2 H2O(l) + 2e� Ni(OH)2 (s) + 2 OH� (aq)
Cd(s) + NiO2(s) + 2 H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
Zn(s) + 2 OH�(aq) – 2e� Zn(OH)2(s)
HgO(s) + H2O(l) + 2e� Hg(l) + 2 OH� (aq)
Zn(s) + HgO(s) + H2O(l) Zn(OH)2(s) + Hg(l)
Cd(s) � 2 OH�(aq) � 2 e� Cd(OH)2(s) oxidação (ânodo), polo negativo
NiO2(s) � 2 H
2O(l) � 2 e� Ni(OH)
2(s) � 2 OH�(aq) redução (cátodo), polo positivo
Zn(s) + 2 OH�(aq) � 2 e� Zn(OH)2(s) oxidação (ânodo), polo negativo
HgO(s) � H2O(l) � 2 e� Hg(l) � 2 OH�(aq) redução (cátodo), polo positivo
A seguir, pode-se perguntar se os alunos
conhecem suas aplicações e, caso seja de seu
interesse, discuti-las. A pilha seca comum
pode ser usada em rádios, relógios, contro-
les remotos etc.; a bateria de chumbo-ácido
é usada em automóveis; a pilha de níquel-
absorventecom KOH(aq)
HgO
passagem de ar
separadorvoltímetro
placa negativa eletrodos porososplacapositiva
e– e–
Figura 41. Pilha de níquel-cádmio (recarregável).
Figura 42. Pilha de mercúrio.
79
Química – 2a série – Volume 2
-cádmio é muito usada em baterias de telefo-
nes celulares, máquinas fotográficas digitais
etc.; e a pilha de mercúrio é usada em peque-
nos aparelhos, como relógios e calculadoras.
A pilha de íons lítio, muito usada atualmente
em celulares, não foi mencionada, pois será
abordada com mais detalhes na Situação de
Aprendizagem 8.
Também podem ser solicitadas pesquisas:
A bateria de automóvel é um dis-
positivo que envolve reações quí-
micas que produzem energia elé-
trica. Pesquise se a bateria pode ser considerada
uma pilha e por que tem esse nome.
Essa pesquisa é interessante para perceberem que se deno-
mina bateria o sistema onde há mais de uma pilha associada.
Procure observar, em situações do co-
tidiano, metais que estão em contato
entre si, como um parafuso de ferro
usado em uma janela de alumínio. Essas asso-
ciações de metais também formam pilhas? Se
formarem pilhas, um desses metais vai se des-
gastar (corrosão)? Por quê? Caso ocorra esse
desgaste, o que poderia ser feito para evitá-lo?
Essa atividade leva o aluno a refletir que as pilhas não são
apenas dispositivos usados para obter energia elétrica, mas
que elas também estão associadas ao fenômeno da corro-
são. Quando dois metais diferentes são associados e existe
um meio condutor, forma-se uma pilha. Nessa pilha, o ânodo
sofre corrosão e se desgasta. A corrosão é responsável por
grandes perdas econômicas e, por isso, procuramos meios de
evitá-la, por exemplo, não permitindo o contato direto entre
dois metais diferentes ou pintando os objetos metálicos.
Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 7
Espera-se que, ao final desta Situação de
Aprendizagem, os alunos compreendam que
existem transformações químicas espontâneas
que geram corrente elétrica e saibam representá-
-las por meio de equações. Também é dese-
jável que compreendam que uma pilha é for-
mada por um cátodo e um ânodo e que a
condução da corrente elétrica pode acontecer
através de um fio (movimento de elétrons) ou
de uma solução (movimento de íons). É im-
portante eles perceberem que os metais têm
reatividades diferentes e que pela construção
de uma série de reatividade é possível prever
qual é o cátodo e qual é o ânodo de uma pilha.
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 8 IMPACTOS AMBIENTAIS RELACIONADOS AO USO DE PILHAS E
BATERIAS E AO PROCESSO DE ELETRÓLISE
Esta Situação de Aprendizagem tem
como objetivo discutir os impactos am-
bientais que podem ser causados pelo uso
de pilhas e baterias e pelo processo de ele-
trólise. Para isso, na atividade 1, utilizare-
mos como desencadeador de ideias um tex-
80
to que aborda vantagens e desvantagens do
uso de baterias de lítio. A partir daí, será
feita uma análise comparativa do funcio-
namento de diferentes pilhas e dos impac-
tos ambientais que podem estar relaciona-
dos ao seu descarte.
Na atividade 2, será proposta uma análi-
se dos impactos ambientais que podem ser
associados ao alto consumo de energia elé-
trica na utilização industrial do processo de
eletrólise e na construção das usinas hidre-
létricas.
Conteúdos e temas: impactos ambientais relacionados ao uso de pilhas e baterias e ao processo de eletrólise.
Competências e habilidades: compreender os impactos ambientais relacionados ao uso de pilhas e bate-rias e ao processo de eletrólise; avaliar como a composição das pilhas pode influenciar em possíveis im-pactos; relacionar os impactos causados pelo uso industrial dos processos de eletrólise com as discussões sobre a viabilidade do uso de diferentes fontes de energia.
Sugestão de estratégias de ensino: leitura e discussão de textos; debates; realização de pesquisas.
Sugestão de recursos: textos e esquema.
Sugestão de avaliação: respostas às questões; participação nas aulas.
Atividade 1
Você poderá iniciar a atividade 1 retomando
as ideias sobre impactos ambientais discutidas
na Situação de Aprendizagem 5 e propondo a
leitura de um texto que trate de diferentes tipos
de pilhas, seus usos, vantagens e desvantagens.
Um exemplo de texto que pode ser utilizado bem
como questões para direcionar sua discussão são
apresentados a seguir.
Existe uma bateria ideal?
Há muitos aspectos que podem ser conside-
rados ao analisar os pontos positivos e negativos
de uma bateria. Durabilidade, quantidade de
energia fornecida em relação à massa da bate-
ria, custo, portabilidade, segurança e impactos
ambientais associados ao seu descarte e à sua
produção são alguns deles.
Por muito tempo, a bateria mais utilizada em
aparelhos portáteis continha os metais níquel e
cádmio. Porém, no início da década de 1990, sur-
giu uma bateria que apresentou vantagens sobre
ela: a bateria de íon lítio.
Nela são utilizados compostos que contêm
íons lítio e soluções condutoras não aquosas,
constituídas por substâncias orgânicas, em reci-
pientes selados. Tem-se, então, um sistema que
possibilita uma recarga segura da bateria, asso-
ciado a um fornecimento de energia considera-
do vantajoso. Os materiais utilizados possuem
baixa densidade, o que possibilita uma relação
energia/massa que é o dobro daquela apresenta-
da por uma bateria de níquel-cádmio.
81
Química – 2a série – Volume 2
Em 1991, foi comercializada a primeira bate-
ria de íon lítio. Avalia-se hoje que essas baterias
não necessitam de manutenção frequente e não
possuem o chamado “efeito memória” (como
acontece com a bateria de níquel-cádmio), o que
quer dizer que seu bom funcionamento não está
condicionado ao fato de que a bateria precisa es-
tar totalmente descarregada antes de ser subme-
tida ao recarregamento.
Os custos ambientais relacionados ao seu
descarte não são considerados altos, pois esse
tipo de bateria não utiliza metais pesados, que
são prejudiciais ao meio ambiente, como mercú-
rio, cádmio e chumbo.
Porém, há aspectos negativos que devem ser
apontados. A corrosão do invólucro externo li-
bera o solvente empregado, que é inflamável e
tóxico, e, se o descarte da bateria não for feito de
forma correta, pode ocasionar a contaminação
do solo e da água. O custo dessa bateria ainda é
considerado alto (cerca de 40% a mais do que o
das baterias de níquel-cádmio).
Podemos concluir, então, que a escolha de
qual bateria utilizar para cada aplicação deve
ser orientada tanto por aspectos técnicos e
econômicos quanto por questões relaciona-
das aos impactos ambientais decorrentes des-
ses usos.
Elaborado por Isis Valença de Sousa Santos e Maria Fernanda Penteado Lamas especialmente para o São Paulo
faz escola.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
Questões para análise do texto
1. Quais aspectos podem ser considerados para
avaliar as vantagens e as desvantagens asso-
ciadas ao uso de diferentes tipos de bateria?
Alguns aspectos citados no texto: durabilidade; quantidade
de energia fornecida em relação à massa da bateria; custo;
portabilidade; segurança; e impactos ambientais associados
à sua produção e ao seu descarte.
2. Quais são os componentes de uma bateria
de íon lítio? Quais são as vantagens e as
Figura 43. Representação de uma pilha de lítio.
82
desvantagens associadas ao uso desse tipo
de bateria?
Na bateria de íon lítio são utilizados compostos que contêm
íons lítio e soluções condutoras não aquosas, constituídas por
substâncias orgânicas, em recipientes selados. Algumas vanta-
gens dessa bateria são: apresenta recarga segura associada a
um fornecimento de energia vantajoso; relação energia/massa
é o dobro da apresentada por uma bateria de níquel-cádmio;
não possui o chamado “efeito memória”; e não possui metais
pesados. Algumas desvantagens são: a corrosão do invólucro
externo libera o solvente empregado, que é inflamável e tóxi-
co; o descarte inadequado pode ocasionar a contaminação do
solo e da água; e o custo é mais alto do que o de outras baterias.
3. Em sua opinião, considerando os impactos
ambientais decorrentes da utilização de ba-
terias, existe uma bateria ideal? Por quê?
Essa questão visa suscitar um debate e permitir aos alunos com-
preenderem que não é simples avaliar impactos ambientais
associados a processos produtivos. Será que se pode afirmar
seguramente que a bateria de íon lítio é a ideal, considerando
que, apesar de não ser composta de metais pesados, pode li-
berar materiais tóxicos e inflamáveis utilizados como solventes?
4. Você acredita que hoje é possível sobrevi-
ver sem o uso de pilhas e baterias?
Essa questão deve levar os alunos a refletir sobre a impor-
tância da busca de um desenvolvimento sustentável, minimi-
zando impactos ambientais, já que a sociedade moderna não
pode prescindir da utilização de diversos produtos que, ao ser
obtidos, podem causar significativos impactos no ambiente.
A figura que representa uma pilha de lítio
tem como objetivo explicitar seu funciona-
mento. Mostre aos alunos que o ânodo da ba-
teria de íon lítio geralmente é composto por
íons lítio, átomos de oxigênio e de outro metal
e que o cátodo é composto por íons lítio inter-
calados por camadas de átomos de carbono.
Como há uma maior concentração de íons
lítio no ânodo, durante o funcionamento da
bateria, eles migram do ânodo para o cátodo.
Os elétrons, por sua vez, espontaneamente fa-
rão o mesmo caminho para que se mantenha
a neutralidade elétrica do sistema. Já no pro-
cesso de recarga, os fluxos são inversos.
Mais informações sobre o assunto podem
ser obtidas por professor e alunos em:
UNIVERSIDADE de São Paulo, Biblio-
teca digital de teses e dissertações. Dispo-
nível em: <http://www.teses.usp.br/teses/
disponiveis/75/75131/tde-05062002-152354/
publico/Tese.pdf>. Acesso em: 12 nov. 2013.
UNIVERSIDADE Estadual de Londrina,
XI Semana da Física. Disponível em: <http://
www.fisica.uel.br/sefis/xisefis/arquivos/
resumos/r44.pdf>. Acesso em: 18 nov. 2013.
Disponibiliza uma descrição resumida do
funcionamento de uma bateria de lítio.
Após a discussão sobre as respostas das
questões com os alunos, você pode dizer que o
estudo sobre os problemas causados pelo des-
carte de pilhas e baterias será aprofundado.
Para isso, eles podem ser divididos em grupos
e cada grupo pode realizar uma pesquisa.
Com a orientação do professor,
pesquise sobre um ou mais temas
sugeridos a seguir. Registre sua
83
Química – 2a série – Volume 2
pesquisa e anote também um resumo das pes-
quisas dos outros grupos da sua classe.
1. Existe uma legislação que defina como deve
ser feito o descarte de pilhas e baterias? Qual
é essa legislação? Que dificuldades podem
ocorrer para que essa lei seja cumprida?
2. Que destino se pode dar às pilhas? Existem
formas de reciclagem para pilhas? Quais?
3. Quais problemas podem ser causados se
as pilhas e baterias forem jogadas no lixo
comum e encaminhadas a um aterro sani-
tário?
Professor, proponha uma discussão a partir das informações
coletadas pelos alunos. Eles poderão verificar que já existe
uma lei que orienta os fabricantes de pilhas e baterias a reco-
lher e reciclar as pilhas e baterias usadas. Poderão também ve-
rificar que existem empresas que reciclam esse material e que
praticamente todas as suas partes podem ser reaproveitadas.
Algumas empresas e escolas têm postos de arrecadação de pi-
lhas e baterias usadas, que são encaminhadas para as empresas
de reciclagem. O descarte em aterros sanitários de pilhas e
baterias usadas pode contaminar o solo e os lençóis freáticos
com metais pesados e outros materiais tóxicos.
Os alunos podem ainda perguntar a pes-
soas com as quais convivem como fazem o
descarte de pilhas e baterias e também a um
comerciante sobre o recolhimento desses ma-
teriais (conforme indicado em Aprendendo a
aprender, Caderno do Aluno).
O resultado da pesquisa pode ser socializa-
do em uma roda de conversa em que os alunos
exponham o que obtiveram na investigação.
Neste momento, é importante que você esti-
mule os alunos a pensar em como eles e sua
comunidade podem contribuir para ajudar a
resolver o problema da contaminação causa-
da pelo descarte indevido de pilhas e baterias.
Atividade 2
Considerando o alto consumo de energia
elétrica que decorre da utilização industrial
dos processos eletrolíticos, nesta etapa, podem
ser discutidos os impactos ambientais relacio-
nados à produção de energia. Para isso, pode-
-se assistir ao filme Narradores de Javé (Elia-
ne Caffé, 2003). O enredo conta a história de
um povoado fictício prestes a ser inundado
em decorrência da construção de uma barra-
gem. A discussão da problemática vivida pe-
los personagens permite que os alunos com-
preendam os impactos sociais relacionados
à utilização das hidrelétricas como fonte de
energia.
Mais informações podem ser encontradas em:
ESPAÇO Sustentável. Disponível em:
<http://www.espacosustentavel.com/pdf/
inatomi_tahi_impactos_ambientais.pdf>.
Acesso em: 18 nov. 2013. Disponibiliza
texto que discute os impactos ambientais
relativos à geração de energia por meio de
diferentes fontes.
SCIELO. Disponível em: <http://www.scie
lo.br/pdf/csp/v17n2/4186.pdf>. Acesso em:
18 nov. 2013. Disponibiliza artigo que dis-
cute os impactos da geração e da distribui-
84
ção de energia nas comunidades indígenas,
principalmente da região Norte do país.
UNIVERSIDADE de São Paulo, Biblio-
teca digital de teses e dissertações. Dispo-
nível em: <http://www.teses.usp.br/teses/
disponiveis/85/85134/tde-14052007-
224500/>. Acesso em: 12 nov. 2013. Dis-
ponibiliza uma análise ambiental das
diferentes formas de geração de energia
elétrica.
Peça aos alunos que façam um resumo da
discussão no Caderno do Aluno.
Grade de avaliação da Situação de Aprendizagem 8
Com esta Situação de Aprendizagem, espe-
ra-se que os alunos tenham compreendido os
impactos ambientais relacionados ao uso de
pilhas e baterias e aos processos de eletrólise.
Espera-se também que consigam avaliar que a
variação na composição das pilhas pode ocasio-
nar diferentes impactos e relacionar os impac-
tos causados pelo uso industrial dos processos
de eletrólise com as discussões sobre a viabilida-
de da utilização de diferentes fontes de energia.
As atividades de pesquisa têm grande im-
portância, pois possibilitarão aos alunos o
contato com diversas fontes, a análise de di-
ferentes informações e o estabelecimento de
relações entre elas para a elaboração de con-
clusões. Esse processo estimula uma reflexão
efetiva, favorecendo uma aprendizagem mais
significativa.
Como avaliação, podem ser retomadas as
frases elaboradas na Situação de Aprendiza-
gem 5. Os alunos podem criticar por escrito as
próprias frases, apontando correções e incoe-
rências com os estudos feitos.
1. A pilha de níquel-cádmio é re-
carregável e pode substituir as pi-
lhas comuns, que são descartáveis.
Nessa pilha acontecem as seguintes rea-
ções:
a) O cádmio metálico, que está em meio
básico (íons OH– (aq)), reage forman-
do hidróxido de cádmio II, que é inso-
lúvel.
b) O hidróxido de níquel III, que é insolú-
vel, reage formando hidróxido de níquel
II, que também é insolúvel. Esses dois
compostos estão em meio básico (íons
OH�(aq)).
Escreva as semirreações que ocorrem no
ânodo e no cátodo e a reação global de
uma pilha de níquel-cádmio.
Semirreação no ânodo:
Cd(s) � 2 OH�(aq) Cd(OH)2(s) � 2 e�
Semirreação no cátodo:
2 Ni(OH)3(s) � 2 e� 2 Ni(OH)
2(s) � 2 OH�(aq)
Reação global:
Cd(s) � 2 Ni(OH)3(s) Cd(OH)
2(s) + 2 Ni(OH)
2(s)
2. Observe a seguinte reação global de uma
pilha:
Mg(s) + Fe2+(aq) Fe(s) + Mg2+(aq)
85
Química – 2a série – Volume 2
a) Escreva as semirreações de oxidação e
de redução dessa pilha.
Mg(s) � 2e� Mg2�(aq) ou Mg(s) Mg2�(aq) � 2 e� (se-
mirreação de oxidação)
Fe2�(aq) + 2e� Fe(s) (semirreação de redução)
b) Desenhe um esquema que represente a
pilha.
c) Identifique no esquema o cátodo, o
ânodo, o polo positivo, o polo negativo
e o sentido do fluxo de elétrons.
A Figura 44 traz as respostas dos itens b e c.
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
Figura 44.
d) Identifique o eletrodo que sofrerá corro-
são e o que sofrerá aumento de massa.
O eletrodo de ferro sofrerá aumento de massa e o eletrodo
de magnésio sofrerá corrosão.
3. Pilhas geram corrente elétrica a partir de
transformações químicas. Observe o es-
quema a seguir e analise as afirmações:
© C
laud
io R
ipin
skas
/R2
Edi
tori
al
I. As reações que ocorrem no cátodo e no
ânodo podem ser representadas, respec-
tivamente, por Cu2+(aq) + 2 e� Cu(s) e
Mg(s) Mg2+(aq) + 2 e�.
II. O fluxo de elétrons ocorrerá do eletrodo
de magnésio para o eletrodo de cobre.
III. Os ânios irão da ponte salina para o ele-
trodo de magnésio.
IV. Conforme a pilha funciona, a concentra-
ção de íons Cu2+(aq) aumenta.
Dados: Uma placa de magnésio fica recoberta
com cobre metálico quando é mergulhada em
uma solução contendo íons Cu2+. Uma placa
de cobre não fica recoberta com magnésio
quando é mergulhada em uma solução
contendo íons Mg2+.
São corretas apenas as afirmações:
a) I, II e III.
b) I e II.
Figura 45.
86
c) I, III e IV.
d) II e IV.
e) Todas.
4. A reciclagem de latas de alumínio reduz
gastos de energia elétrica, contribuindo
para a preservação do meio ambiente. O
alumínio é produzido a partir da bauxita
por um processo de eletrólise ígnea, isto é,
uma eletrólise realizada com as matérias-
-primas fundidas. As reações envolvidas
nesse processo podem ser representadas
por três equações:
I. 2 Al2O3 4 Al3+ + 6 O2–
II. 4 Al3+ + 12 e– 4 Al
III. 6 O2– 12 e– + 3 O2
Assinale a alternativa correta.
a) O alumínio metálico é formado no ânodo.
b) A eletrólise poderia ocorrer com a bau-
xita no estado sólido.
c) No polo negativo ocorre a formação de
alumínio metálico.
d) A dissociação iônica do Al2O3 (equação
l) é uma reação de oxidorredução.
5. Na indústria cloro-álcali, a soda cáustica
(NaOH(aq)) e o cloro gasoso são obtidos
através da eletrólise de:
a) solução aquosa de cloreto de sódio.
b) tetracloreto de carbono.
c) óxido de ferro fundido.
d) solução aquosa de sulfato de cobre.
e) solução aquosa de cloreto de potássio.
PROPOSTAS DE SITUAÇÃO DE RECUPERAÇÃO
É muito importante que os alunos
tenham compreendido que a existência das
diferentes substâncias e suas proprieda-
des dependem tanto das unidades estrutu-
rais que as constituem quanto das forças de
interação intermoleculares que as mantêm
unidas.
A atividade apresentada a seguir envol-
ve muitos dos conceitos desenvolvidos nas
Situações de Aprendizagem 1 a 4. Ela se
inicia com a leitura de um trecho de texto
adaptado de Construindo sempre: aperfei-
çoamento de professores PEB II, módulo
III (Secretaria da Educação do Estado de
São Paulo/PEC/USP, p. 28).
87
Química – 2a série – Volume 2
1. O petróleo é uma mistura complexa de
pelo menos cem compostos diferentes,
entre os quais predominam os hidro-
carbonetos. A destilação fracionada do
Fração Tamanho da cadeia
Temperatura de ebulição (oC) Usos
Gás de refinaria 1 C a 4 C –160 a 0 Combustíveis gasosos
Gasolina 5 C a 10 C 30 a 200 Combustíveis automotivos e fabricação de produtos químicos
Querosene e óleo diesel 11 C a 16 C 180 a 400 Combustíveis para jato
Resíduo 17 C a 22 C > 350 Lubrificantes
Sólidos23 C a 34 C
> 34 CCeras, parafina, asfalto
Tabela 21.
petróleo bruto fornece frações de misturas
de hidrocarbonetos, constituídas por C e
H, que são utilizadas para diversas finali-
dades, tais como:
Com base no que você acaba de estudar,
discuta com seus colegas e elabore um tex-
to sobre quais fatores podem aumentar as
temperaturas de ebulição das frações do
petróleo em função do aumento do núme-
ro de átomos de carbono das cadeias.
2. Para que duas substâncias, quando mis-
turadas, formem uma solução, é preciso
que as atrações entre as partículas do
soluto e as do solvente superem as intera-
ções soluto-soluto e as solvente-solvente.
Ocorre, portanto, uma competição entre
as interações elétricas. Considerando que
a água é uma substância polar e o óleo de
soja é constituído por substâncias apola-
res, proponha uma explicação para o fato
de o óleo de soja não ser miscível em água,
ou seja, não se dissolver na água for-
mando uma mistura homogênea.
3. A gasolina comercializada no Brasil contém
um certo teor de álcool (20%), conforme
determina a legislação. O teor de álcool na
gasolina pode ser determinado, entre outros
meios, por um processo chamado extração,
usando a água como solvente. Um volume
conhecido de gasolina é colocado em uma
proveta, adicionando-se a ele igual volume
de água. Em seguida, agita-se a mistura.
Formam-se duas fases distintas (porções
diferenciadas): a superior é constituída por
uma solução de gasolina com uma fração
desprezível de álcool e a inferior é consti-
tuída por uma solução de álcool e água.
Explique o processo que ocorre, em nível
microscópico, levando em conta as forças de
interação intermoleculares envolvidas entre
os componentes da gasolina e o álcool, os
componentes da gasolina e a água e entre o
88
álcool e a água, justificando por que o álcool
se dissolve preferencialmente na água, o que
permite a sua extração da mistura.
Para o aluno que apresentou dificuldade
em entender o envolvimento da eletricidade em
transformações químicas, você poderá propor
que leia novamente as anotações que fez sobre
os experimentos realizados nas Situações de
Aprendizagem 5 a 8 e responda às seguintes
questões:
1. Discuta o que é um processo de eletrólise.
2. O que é uma reação de oxidação? E de
redução?
3. Discuta o funcionamento de uma pilha.
4. O que é ânodo? O que é cátodo? A qual
polo cada um deles está ligado na pilha? E
na eletrólise?
5. Escolha uma das pilhas estudadas e escre-
va as respectivas semirreações de oxidação
e de redução e a reação global. Indique
também o ânodo, o cátodo, o polo positivo
e o polo negativo.
6. Faça uma dissertação com o seguinte
tema: “O que eu poderia fazer para redu-
zir o impacto ambiental do uso de pilhas e
baterias?”.
RECURSOS PARA AMPLIAR A PERSPECTIVA DO PROFESSOR E DO ALUNO PARA A COMPREENSÃO DO TEMA
Artigos de periódicos
BOCCHI, N.; FERRACIN, L. C.; BIAGGIO,
S. R. Pilhas e baterias: funcionamento e im-
pacto ambiental. Química Nova na Escola, São
Paulo, n. 11, p. 3-9, maio 2000. Apresenta o
funcionamento de alguns tipos de pilha e ba-
teria comumente usados e discute a importân-
cia de adotar posturas corretas em seu descarte
para minimizar problemas ambientais.
CURI, D. Polímeros e interações intermole-
culares. Química Nova na Escola, São Paulo,
n. 23, p. 19-22, maio 2006. Aborda o conceito
de interações intermoleculares – interações de
van der Waals, interação dipolo-dipolo, ligação
de hidrogênio, interação molécula-íon – apre-
sentando uma possibilidade de trabalhar esse
conceito por meio de experimentos simples.
DAZZANI, M. et al. Explorando a Química
na determinação do teor de álcool na gasoli-
na. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 17,
p. 42-45, maio 2003. Apresenta um experimen-
to sobre a identificação e a determinação do
teor de álcool na gasolina, abordando proprie-
dades físicas e conceitos químicos.
HIOKA, N.; SANTIN FILHO, O.; MENE-
ZES, A. J.; YONEHARA, F. S.; BERGA-
MASKI, K.; PEREIRA, R. V. Pilhas de Cu/
Mg construídas com material de fácil obtenção.
Química Nova na Escola, São Paulo, n. 11, p. 40-
-44, maio 2000. Descreve a construção de pilhas,
89
Química – 2a série – Volume 2
utilizando cobre e magnésio, que podem ser em-
pregadas no funcionamento de pequenos equi-
pamentos eletrônicos.
PALMA, M. H. C.; TIERA, V. A. O. Oxidação
de metais. Química Nova na Escola, São Paulo,
n. 18, p. 52-54, nov. 2003. Relata um experimen-
to simples que pode ser usado no estudo dos
processos de oxidação dos metais. As atividades
desenvolvidas permitem abordar o conceito de
oxidorredução por meio da criação de quadros e
discutir as diferenças nas reatividades dos metais.
THIEMANN, O. H. A descoberta da estrutura
do DNA: de Mendel a Watson e Crick. Quími-
ca Nova na Escola, São Paulo, n. 17, p. 13-19,
maio 2003. Aborda os acontecimentos que le-
varam à descoberta da estrutura tridimensio-
nal do DNA por James Watson e Francis Crick.
Traz um breve relato do desenvolvimento cien-
tífico que culminou nessa descoberta.
TOLENTINO, M.; ROCHA-FILHO, R. C. O
bicentenário da invenção da pilha elétrica. Quí-
mica Nova na Escola, São Paulo, n. 11, p. 35-39,
maio 2000. Mostra o contexto da invenção da
pilha elétrica no final do século XVIII.
VILLULLAS, M. H.; TICIANELLI, E. A.;
GONZÁLEZ, E. R. Células a combustível:
energia limpa a partir de fontes renováveis.
Química Nova na Escola, São Paulo, n. 15,
p. 28-34, maio 2002. Aborda as células a com-
bustível, seus princípios de funcionamento e
alguns progressos em suas aplicações.
WILLIAM, R. Interações intermolecula-
res. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 4,
p. 32, maio 2001. Fornece uma descrição
qualitativa dos principais tipos de intera-
ção intermolecular que atuam nos sistemas
químicos e mostra como o entendimento
de tais interações pode auxiliar na racio-
nalização de propriedades macroscópicas
observáveis.
Todos os artigos da revista Química Nova na
Escola estão disponíveis no site <http://qnesc.
sbq.org.br>. Acesso em: 12 nov. 2013.
Livros
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Quí-
mica: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
1999. Apresenta os conceitos de pilha e ele-
trólise, abordando também aplicações desses
conceitos para explicar a corrosão e o funcio-
namento de células combustíveis.
SECRETARIA DA EDUCAÇÃO DO ES-
TADO DE SÃO PAULO/PEC/USP. Cons-
truindo sempre: aperfeiçoamento de professo-
res PEB II – Química, módulo 3. São Paulo:
SEE, 2003. p. 43-44. O capítulo “Explicando
microscopicamente propriedades da matéria”
fornece sugestões para abordar esse tema.
Sites
LABVIRT – Simulações. Disponível em:
<http://www.labvirt.fe.usp.br>. Acesso em:
11 nov. 2013. Apresenta várias simulações,
feitas por estudantes, sobre a estrutura da
matéria, ligações químicas e interações inter-
moleculares.
90
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Neste volume, foram abordadas: proprie-
dades de sólidos iônicos, a partir da ideia de
interações eletrostáticas entre íons de cargas
opostas; propriedades de substâncias mole-
culares (a água e outras), a partir do estu-
do dos diversos tipos de forças de interação
molecular: forças de dispersão, dipolo-dipo-
lo, ligações de hidrogênio e ligações intera-
tômicas; propriedades como temperaturas de
fusão e de ebulição, condutibilidade elétrica,
solubilidade e estruturas para explicar, sob
o aspecto microscópico, os diferentes com-
portamentos das substâncias; relações entre
temperatura de ebulição, pressão de vapor
e pressão atmosférica para compreender o
comportamento dos líquidos e a aplicação
dessas relações no sistema produtivo. Além
disso, foram estudadas as transformações
químicas que ocorrem com o envolvimento
de eletricidade, suas aplicações tecnológicas
e os aspectos ambientais relacionados a elas.
As atividades propostas buscam permitir que
os alunos sejam cognitivamente ativos e enten-
dam os temas abordados, ao mesmo tempo que
aprendem a fazer transposições de saberes quími-
cos e metodológicos para a vida diária. Espera-se,
assim, facilitar o desenvolvimento de indivíduos
que saibam usar conhecimentos para fazer esco-
lhas e que tenham argumentos para defendê-las.
Procurou-se, ainda, dar sugestões que pos-
sam ajudar você, professor, a contextualizar
os temas, a propiciar situações de ensino que
permitam o desenvolvimento de competên-
cias e a buscar material referente aos temas
que torne possível a ampliação de conheci-
mentos sobre o mundo natural.
91
Química – 2a série – Volume 2
1a série 2a série 3a série
Vol
ume
1
Transformações químicas no dia a dia: evidências; tempo envolvido; energia envolvida; revertibilidadeDescrição das transformações em diferentes linguagens e representações Diferentes intervalos de tempo para a ocorrência das transformações Reações endotérmicas e exotérmicas Transformações que ocorrem na natureza e em diferentes sistemas produtivos Transformações que podem ser revertidasAlguns materiais usados no dia a dia: caracterização de reagentes e produtos das transformações em termos de suas propriedades; separação e identificação das substâncias Propriedade das substâncias, como temperatura de fusão e de ebulição, densidade, solubilidade Separação de substâncias por filtração, flotação, destilação, sublimação, recristalização Métodos de separação no sistema produtivoCombustíveis: transformação química, massas envolvidas e produção de energia; reagentes e produtos: relações em massa e energia; reações de combustão; aspectos quantitativos nas transformações químicas; poder calorífico dos combustíveisConservação da massa e proporção entre as massas de reagentes e produtos nas transformações químicas Relação entre massas de reagentes e produtos e a energia nas transformações químicas Formação de ácidos e outras implicações socioambientais da produção e do uso de diferentes combustíveis
Água e seu consumo pela sociedade; propriedades da água para consumo humano; água pura e água potável; dissolução de materiais em água e mudança de propriedades; concentração de soluções Concentração de soluções em massa e em quantidade de matéria (g · L-1, mol · L -1, ppm, % em massa) Alguns parâmetros de qualidade da água: concentração de materiais dissolvidosRelações quantitativas envolvidas nas transformações químicas em soluções; relações estequiométricas; solubilidade de gases em água; potabilidade da água para consumo humano Relações quantitativas de massa e de quantidade de matéria (mol) nas transformações químicas em solução, de acordo com suas concentrações Determinação da quantidade de oxigênio dissolvido nas águas (Demanda Bioquímica de Oxigênio – DBO) Uso e preservação da água no mundo Fontes causadoras da poluição da água Tratamento de água por filtração, flotação, cloração e correção de pHO comportamento dos materiais e os modelos de átomo; as limitações das ideias de Dalton para explicar o comportamento dos materiais; o modelo de Rutherford-Bohr; ligações químicas iônicas, covalentes e metálicas; energia de ligação das transformações químicasCondutibilidade elétrica e radiatividade natural dos elementosO modelo de Rutherford e a natureza elétrica dos materiais
Extração de materiais úteis da atmosfera; produção da amônia e estudos sobre a rapidez e a extensão das transformações químicas; compreensão da extensão das transformações químicas; o nitrogênio como matéria-prima para produzir alguns materiaisLiquefação e destilação fracionada do ar para obtenção de matérias-primas (oxigênio, nitrogênio e gases nobres)Variáveis que podem interferir na rapidez das transformações (concentração, temperatura, pressão, estado de agregação e catalisador)Modelos explicativos da velocidade das transformações químicasEstado de equilíbrio químico: coexistência de reagentes e produtos em certas transformações químicasProcessos químicos em sistemas naturais e produtivos que utilizam nitrogênio: avaliação de produção, consumo e utilização socialExtração de materiais úteis da atmosfera; acidez e alcalinidade de águas naturais – conceito de Arrhenius; força de ácidos e de bases – significado da constante de equilíbrio; perturbação do equilíbrio químico; reação de neutralizaçãoComposição das águas naturaisProcessos industriais que permitem a obtenção de produtos a partir da água do mar Acidez e basicidade das águas e alguns de seus efeitos no meio natural e no sistema produtivoConceito de dissociação iônica e de ionização e a extensão das transformações químicas: equilíbrio químico
QUADRO DE CONTEÚDOS DO ENSINO MÉDIO
92
Vol
ume
1
Primeiras ideias sobre a constituição da matéria: modelo de Dalton sobre a constituição da matériaConceitos de átomo e de elemento segundo Dalton Suas ideias para explicar transformações e relações de massaModelos explicativos como construções humanas em diferentes contextos sociais
O modelo de Bohr e a constituição da matériaO uso do número atômico como critério para organizar a tabela periódicaLigações químicas em termos de forças elétricas de atração e repulsãoTransformações químicas como resultantes de quebra e formação de ligaçõesPrevisões sobre tipos de ligação dos elementos a partir da posição na tabela periódicaCálculo da entalpia de reação pelo balanço energético resultante da formação e ruptura de ligaçõesDiagramas de energia em transformações endotérmicas e exotérmicas
Constante de equilíbrio para expressar a relação entre as concentrações de reagentes e produtos numa transformação química Influência da temperatura, da concentração e da pressão em sistemas em equilíbrio químicoEquilíbrios químicos envolvidos no sistema CO2/H2O na naturezaTransformações ácido-base e sua utilização no controle do pH de soluções aquosas
Vol
ume
2
Metais – processos de obtenção; representação de transformações químicas; processos de obtenção de ferro e de cobre; linguagem simbólica da Química; tabela periódica; balanceamento e interpretação das transformações químicas; equação química – relação entre massa, número de partículas e energiaTransformações químicas na produção de ferro e de cobre Símbolos dos elementos e equações químicasBalanceamento das equações químicas Organização dos elementos de acordo com suas massas atômicas na tabela periódicaEquações químicas dos processos de produção de ferro e de cobreImportância do ferro e do cobre na sociedade atualMetais – processos de obtenção e relações quantitativas; relações quantitativas envolvidas na transformação química; estequiometria; impactos ambientais na produção do ferro e do cobreMassa molar e quantidade de matéria (mol)
O comportamento dos materiais; relações entre propriedades das substâncias e suas estruturas; interações interpartículas e intrapartículas e algumas propriedades dos materiaisPolaridade das ligações covalentes e das moléculasForças de interação entre as partículas – átomos, íons e moléculas – nos estados sólido, líquido e gasosoInterações inter e intrapartículas para explicar as propriedades das substâncias, como temperatura de fusão e de ebulição, solubilidade e condutibilidade elétricaDependência da temperatura de ebulição dos materiais com a pressão atmosféricaMetais e sua utilização em pilhas e na galvanização; relação entre a energia elétrica e as estruturas das substâncias em transformações químicas; reatividade de metais; explicações qualitativas sobre as transformações químicas que produzem ou demandam corrente elétrica; conceito de reações de oxirredução
Extração de materiais úteis da biosfera; recursos vegetais para a sobrevivência humana – carboidratos, lipídios e vitaminas; recursos animais para a sobrevivência humana – proteínas e lipídios; recursos fossilizados para a sobrevivência humana – gás natural, carvão mineral e petróleo Os componentes principais dos alimentos (carboidratos, lipídios e proteínas), suas propriedades e funções no organismoBiomassa como fonte de materiais combustíveisArranjos atômicos e moleculares para explicar a formação de cadeias, ligações, funções orgânicas e isomeria Processos de transformação do petróleo, carvão mineral e gás natural em materiais e substâncias utilizados no sistema produtivo: refino do petróleo, destilação seca do carvão e purificação do gásProdução e uso social dos combustíveis fósseis
93
Química – 2a série – Volume 2
Vol
ume
2
Cálculo estequiométrico: massas, quantidades de matéria e energia nas transformaçõesCálculos estequiométricos na produção do ferro e do cobre
Reatividade dos metais em reações com ácidos e íons metálicosTransformações que envolvem energia elétrica: processos de oxidação e de reduçãoAs ideias de estrutura da matéria para explicar oxidação e reduçãoTransformações químicas na geração industrial de energia Implicações socioambientais das transformações químicas que envolvem eletricidadeDiferentes usos sociais dos metais
Poluição, perturbações da biosfera, ciclos biogeoquímicos e desenvolvimento sustentável; poluição atmosférica; poluição das águas por efluentes urbanos, domésticos, industriais e agropecuários; perturbação da biosfera pela produção, uso e descarte de materiais e sua relação com a sobrevivência das espécies vivas; ciclos biogeoquímicos e desenvolvimento sustentávelDesequilíbrios ambientais pela introdução de gases na atmosfera, como SO2, CO2, NO2 e outros óxidos de nitrogênioChuva ácida, aumento do efeito estufa e redução da camada de ozônio: causas e consequênciasPoluição das águas por detergentes, praguicidas, metais pesados e outras causas e contaminação por agentes patogênicosPerturbações na biosfera por pragas, desmatamentos, uso de combustíveis fósseis, indústrias, rupturas das teias alimentares e outras causasCiclos da água, do nitrogênio, do oxigênio e do gás carbônico e suas inter-relações Impactos ambientais na óptica do desenvolvimento sustentávelAções corretivas e preventivas e busca de alternativas para a sobrevivência no planeta
94
CONCEPÇÃO E COORDENAÇÃO GERALNOVA EDIÇÃO 2014-2017
COORDENADORIA DE GESTÃO DA EDUCAÇÃO BÁSICA – CGEB
Coordenadora
Maria Elizabete da Costa
Diretor do Departamento de Desenvolvimento Curricular de Gestão da Educação Básica João Freitas da Silva
Diretora do Centro de Ensino Fundamental dos Anos Finais, Ensino Médio e Educação Profissional – CEFAF
Valéria Tarantello de Georgel
Coordenadora Geral do Programa São Paulo faz escolaValéria Tarantello de Georgel
Coordenação Técnica Roberto Canossa
Roberto Liberato
Suely Cristina de Albuquerque Bom m
EQUIPES CURRICULARES
Área de Linguagens Arte: Ana Cristina dos Santos Siqueira, Carlos
Eduardo Povinha, Kátia Lucila Bueno e Roseli
Ventrella.
Educação Física: Marcelo Ortega Amorim, Maria
Elisa Kobs Zacarias, Mirna Leia Violin Brandt,
Rosângela Aparecida de Paiva e Sergio Roberto
Silveira.
Língua Estrangeira Moderna (Inglês e Espanhol): Ana Beatriz Pereira Franco, Ana Paula
de Oliveira Lopes, Marina Tsunokawa Shimabukuro
e Neide Ferreira Gaspar.
Língua Portuguesa e Literatura: Angela Maria
Baltieri Souza, Claricia Akemi Eguti, Idê Moraes dos
Santos, João Mário Santana, Kátia Regina Pessoa,
Mara Lúcia David, Marcos Rodrigues Ferreira, Roseli
Cordeiro Cardoso e Rozeli Frasca Bueno Alves.
Área de Matemática Matemática: Carlos Tadeu da Graça Barros,
Ivan Castilho, João dos Santos, Otavio Yoshio
Yamanaka, Rosana Jorge Monteiro, Sandra Maira
Zen Zacarias e Vanderley Aparecido Cornatione.
Área de Ciências da Natureza Biologia: Aparecida Kida Sanches, Elizabeth
Reymi Rodrigues, Juliana Pavani de Paula Bueno e
Rodrigo Ponce.
Ciências: Eleuza Vania Maria Lagos Guazzelli,
Gisele Nanini Mathias, Herbert Gomes da Silva e
Maria da Graça de Jesus Mendes.
Física: Anderson Jacomini Brandão, Carolina dos
Santos Batista, Fábio Bresighello Beig, Renata
Cristina de Andrade Oliveira e Tatiana Souza da
Luz Stroeymeyte.
Química: Ana Joaquina Simões S. de Mattos Carvalho, Jeronimo da Silva Barbosa Filho, João Batista Santos Junior, Natalina de Fátima Mateus e Roseli Gomes de Araujo da Silva.
Área de Ciências Humanas Filosofia: Emerson Costa, Tânia Gonçalves e Teônia de Abreu Ferreira.
Geografia: Andréia Cristina Barroso Cardoso, Débora Regina Aversan e Sérgio Luiz Damiati.
História: Cynthia Moreira Marcucci, Maria Margarete dos Santos Benedicto e Walter Nicolas Otheguy Fernandez.
Sociologia: Alan Vitor Corrêa, Carlos Fernando de Almeida e Tony Shigueki Nakatani.
PROFESSORES COORDENADORES DO NÚCLEO PEDAGÓGICO
Área de Linguagens Educação Física: Ana Lucia Steidle, Eliana Cristine Budiski de Lima, Fabiana Oliveira da Silva, Isabel Cristina Albergoni, Karina Xavier, Katia Mendes e Silva, Liliane Renata Tank Gullo, Marcia Magali Rodrigues dos Santos, Mônica Antonia Cucatto da Silva, Patrícia Pinto Santiago, Regina Maria Lopes, Sandra Pereira Mendes, Sebastiana Gonçalves Ferreira Viscardi, Silvana Alves Muniz.
Língua Estrangeira Moderna (Inglês): Célia Regina Teixeira da Costa, Cleide Antunes Silva, Ednéa Boso, Edney Couto de Souza, Elana Simone Schiavo Caramano, Eliane Graciela dos Santos Santana, Elisabeth Pacheco Lomba Kozokoski, Fabiola Maciel Saldão, Isabel Cristina dos Santos Dias, Juliana Munhoz dos Santos, Kátia Vitorian Gellers, Lídia Maria Batista Bom m, Lindomar Alves de Oliveira, Lúcia Aparecida Arantes, Mauro Celso de Souza, Neusa A. Abrunhosa Tápias, Patrícia Helena Passos, Renata Motta Chicoli Belchior, Renato José de Souza, Sandra Regina Teixeira Batista de Campos e Silmara Santade Masiero.
Língua Portuguesa: Andrea Righeto, Edilene Bachega R. Viveiros, Eliane Cristina Gonçalves Ramos, Graciana B. Ignacio Cunha, Letícia M. de Barros L. Viviani, Luciana de Paula Diniz, Márcia Regina Xavier Gardenal, Maria Cristina Cunha Riondet Costa, Maria José de Miranda Nascimento, Maria Márcia Zamprônio Pedroso, Patrícia Fernanda Morande Roveri, Ronaldo Cesar Alexandre Formici, Selma Rodrigues e Sílvia Regina Peres.
Área de Matemática Matemática: Carlos Alexandre Emídio, Clóvis Antonio de Lima, Delizabeth Evanir Malavazzi, Edinei Pereira de Sousa, Eduardo Granado Garcia, Evaristo Glória, Everaldo José Machado de Lima, Fabio Augusto Trevisan, Inês Chiarelli Dias, Ivan Castilho, José Maria Sales Júnior, Luciana Moraes Funada, Luciana Vanessa de Almeida Buranello, Mário José Pagotto, Paula Pereira Guanais, Regina Helena de Oliveira Rodrigues, Robson Rossi, Rodrigo Soares de Sá, Rosana Jorge Monteiro,
Rosângela Teodoro Gonçalves, Roseli Soares Jacomini, Silvia Ignês Peruquetti Bortolatto e Zilda Meira de Aguiar Gomes.
Área de Ciências da Natureza Biologia: Aureli Martins Sartori de Toledo, Evandro Rodrigues Vargas Silvério, Fernanda Rezende Pedroza, Regiani Braguim Chioderoli e Rosimara Santana da Silva Alves.
Ciências: Davi Andrade Pacheco, Franklin Julio de Melo, Liamara P. Rocha da Silva, Marceline de Lima, Paulo Garcez Fernandes, Paulo Roberto Orlandi Valdastri, Rosimeire da Cunha e Wilson Luís Prati.
Física: Ana Claudia Cossini Martins, Ana Paula Vieira Costa, André Henrique Ghel Ru no, Cristiane Gislene Bezerra, Fabiana Hernandes M. Garcia, Leandro dos Reis Marques, Marcio Bortoletto Fessel, Marta Ferreira Mafra, Rafael Plana Simões e Rui Buosi.
Química: Armenak Bolean, Cátia Lunardi, Cirila Tacconi, Daniel B. Nascimento, Elizandra C. S. Lopes, Gerson N. Silva, Idma A. C. Ferreira, Laura C. A. Xavier, Marcos Antônio Gimenes, Massuko S. Warigoda, Roza K. Morikawa, Sílvia H. M. Fernandes, Valdir P. Berti e Willian G. Jesus.
Área de Ciências Humanas Filosofia: Álex Roberto Genelhu Soares, Anderson Gomes de Paiva, Anderson Luiz Pereira, Claudio Nitsch Medeiros e José Aparecido Vidal.
Geografia: Ana Helena Veneziani Vitor, Célio Batista da Silva, Edison Luiz Barbosa de Souza, Edivaldo Bezerra Viana, Elizete Buranello Perez, Márcio Luiz Verni, Milton Paulo dos Santos, Mônica Estevan, Regina Célia Batista, Rita de Cássia Araujo, Rosinei Aparecida Ribeiro Libório, Sandra Raquel Scassola Dias, Selma Marli Trivellato e Sonia Maria M. Romano.
História: Aparecida de Fátima dos Santos Pereira, Carla Flaitt Valentini, Claudia Elisabete Silva, Cristiane Gonçalves de Campos, Cristina de Lima Cardoso Leme, Ellen Claudia Cardoso Doretto, Ester Galesi Gryga, Karin Sant’Ana Kossling, Marcia Aparecida Ferrari Salgado de Barros, Mercia Albertina de Lima Camargo, Priscila Lourenço, Rogerio Sicchieri, Sandra Maria Fodra e Walter Garcia de Carvalho Vilas Boas.
Sociologia: Anselmo Luis Fernandes Gonçalves, Celso Francisco do Ó, Lucila Conceição Pereira e Tânia Fetchir.
Apoio:Fundação para o Desenvolvimento da Educação - FDE
CTP, Impressão e acabamento Log Print Grá ca e Logística S. A.
Filosofia: Paulo Miceli, Luiza Christov, Adilton Luís
Martins e Renê José Trentin Silveira.
Geografia: Angela Corrêa da Silva, Jaime Tadeu
Oliva, Raul Borges Guimarães, Regina Araujo e
Sérgio Adas.
História: Paulo Miceli, Diego López Silva,
Glaydson José da Silva, Mônica Lungov Bugelli e
Raquel dos Santos Funari.
Sociologia: Heloisa Helena Teixeira de Souza
Martins, Marcelo Santos Masset Lacombe,
Melissa de Mattos Pimenta e Stella Christina
Schrijnemaekers.
Ciências da Natureza
Coordenador de área: Luis Carlos de Menezes.
Biologia: Ghisleine Trigo Silveira, Fabíola Bovo
Mendonça, Felipe Bandoni de Oliveira, Lucilene
Aparecida Esperante Limp, Maria Augusta
Querubim Rodrigues Pereira, Olga Aguilar Santana,
Paulo Roberto da Cunha, Rodrigo Venturoso
Mendes da Silveira e Solange Soares de Camargo.
Ciências: Ghisleine Trigo Silveira, Cristina Leite,
João Carlos Miguel Tomaz Micheletti Neto,
Julio Cézar Foschini Lisbôa, Lucilene Aparecida
Esperante Limp, Maíra Batistoni e Silva, Maria
Augusta Querubim Rodrigues Pereira, Paulo
Rogério Miranda Correia, Renata Alves Ribeiro,
Ricardo Rechi Aguiar, Rosana dos Santos Jordão,
Simone Jaconetti Ydi e Yassuko Hosoume.
Física: Luis Carlos de Menezes, Estevam Rouxinol,
Guilherme Brockington, Ivã Gurgel, Luís Paulo
de Carvalho Piassi, Marcelo de Carvalho Bonetti,
Maurício Pietrocola Pinto de Oliveira, Maxwell
Roger da Puri cação Siqueira, Sonia Salem e
Yassuko Hosoume.
Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes, Denilse
Morais Zambom, Fabio Luiz de Souza, Hebe
Ribeiro da Cruz Peixoto, Isis Valença de Sousa
Santos, Luciane Hiromi Akahoshi, Maria Fernanda
Penteado Lamas e Yvone Mussa Esperidião.
Caderno do Gestor Lino de Macedo, Maria Eliza Fini e Zuleika de
Felice Murrie.
GESTÃO DO PROCESSO DE PRODUÇÃO EDITORIAL 2014-2017
FUNDAÇÃO CARLOS ALBERTO VANZOLINI
Presidente da Diretoria Executiva Mauro de Mesquita Spínola
GESTÃO DE TECNOLOGIAS APLICADAS À EDUCAÇÃO
Direção da Área Guilherme Ary Plonski
Coordenação Executiva do Projeto Angela Sprenger e Beatriz Scavazza
Gestão Editorial Denise Blanes
Equipe de Produção
Editorial: Amarilis L. Maciel, Ana Paula S. Bezerra, Angélica dos Santos Angelo, Bóris Fatigati da Silva, Bruno Reis, Carina Carvalho, Carolina H. Mestriner, Carolina Pedro Soares, Cíntia Leitão, Eloiza Lopes, Érika Domingues do Nascimento, Flávia Medeiros, Giovanna Petrólio Marcondes, Gisele Manoel, Jean Xavier, Karinna Alessandra Carvalho Taddeo, Leslie Sandes, Mainã Greeb Vicente, Maíra de Freitas Bechtold, Marina Murphy, Michelangelo Russo, Natália S. Moreira, Olivia Frade Zambone, Paula Felix Palma, Pietro Ferrari, Priscila Risso, Regiane Monteiro Pimentel Barboza, Renata Regina Buset, Rodolfo Marinho, Stella Assumpção Mendes Mesquita, Tatiana F. Souza e Tiago Jonas de Almeida.
Direitos autorais e iconografia: Beatriz Fonseca Micsik, Dayse de Castro Novaes Bueno, Érica Marques, José Carlos Augusto, Juliana Prado da Silva, Marcus Ecclissi, Maria Aparecida Acunzo Forli, Maria Magalhães de Alencastro, Vanessa Bianco e Vanessa Leite Rios.
Edição e Produção editorial: Jairo Souza Design Grá co e Occy Design projeto grá co .
* Nos Cadernos do Programa São Paulo faz escola são indicados sites para o aprofundamento de conhecimen-tos, como fonte de consulta dos conteúdos apresentados e como referências bibliográficas. Todos esses endereços eletrônicos foram checados. No entanto, como a internet é um meio dinâmico e sujeito a mudanças, a Secretaria da Educação do Estado de São Paulo não garante que os sites indicados permaneçam acessíveis ou inalterados.
* Os mapas reproduzidos no material são de autoria de terceiros e mantêm as características dos originais, no que diz respeito à grafia adotada e à inclusão e composição dos elementos cartográficos (escala, legenda e rosa dos ventos).
* Os ícones do Caderno do Aluno são reproduzidos no Caderno do Professor para apoiar na identificação das atividades.
CONCEPÇÃO DO PROGRAMA E ELABORAÇÃO DOS CONTEÚDOS ORIGINAIS
COORDENAÇÃO DO DESENVOLVIMENTO DOS CONTEÚDOS PROGRAMÁTICOS DOS CADERNOS DOS PROFESSORES E DOS CADERNOS DOS ALUNOS Ghisleine Trigo Silveira
CONCEPÇÃO Guiomar Namo de Mello, Lino de Macedo, Luis Carlos de Menezes, Maria Inês Fini coordenadora e Ruy Berger em memória .
AUTORES
Linguagens Coordenador de área: Alice Vieira. Arte: Gisa Picosque, Mirian Celeste Martins, Geraldo de Oliveira Suzigan, Jéssica Mami Makino e Sayonara Pereira.
Educação Física: Adalberto dos Santos Souza, Carla de Meira Leite, Jocimar Daolio, Luciana Venâncio, Luiz Sanches Neto, Mauro Betti, Renata Elsa Stark e Sérgio Roberto Silveira.
LEM – Inglês: Adriana Ranelli Weigel Borges, Alzira da Silva Shimoura, Lívia de Araújo Donnini Rodrigues, Priscila Mayumi Hayama e Sueli Salles Fidalgo.
LEM – Espanhol: Ana Maria López Ramírez, Isabel Gretel María Eres Fernández, Ivan Rodrigues Martin, Margareth dos Santos e Neide T. Maia González.
Língua Portuguesa: Alice Vieira, Débora Mallet Pezarim de Angelo, Eliane Aparecida de Aguiar, José Luís Marques López Landeira e João Henrique Nogueira Mateos.
Matemática Coordenador de área: Nílson José Machado. Matemática: Nílson José Machado, Carlos Eduardo de Souza Campos Granja, José Luiz Pastore Mello, Roberto Perides Moisés, Rogério Ferreira da Fonseca, Ruy César Pietropaolo e Walter Spinelli.
Ciências Humanas Coordenador de área: Paulo Miceli.
Catalogação na Fonte: Centro de Referência em Educação Mario Covas
São Paulo (Estado) Secretaria da Educação.
Material de apoio ao currículo do Estado de São Paulo: caderno do professor; química, ensino médio, 2a série / Secretaria da Educação; coordenação geral, Maria Inês Fini; equipe, Denilse Morais Zambom, Fabio Luiz de Souza, Hebe Ribeiro da Cruz Peixoto, Isis Valença de Sousa Santos, Luciane Hiromi Akahoshi, Maria Eunice Ribeiro Marcondes, Maria Fernanda Penteado Lamas, Yvone Mussa Esperidião. – São Paulo: SE, 2014.
v. 2, 96 p.
Edição atualizada pela equipe curricular do Centro de Ensino Fundamental dos Anos Finais, Ensino Médio e Educação Profissional – CEFAF, da Coordenadoria de Gestão da Educação Básica – CGEB.
ISBN 978-85-7849-677-7
1. Ensino médio 2. Química 3. Atividade pedagógica I. Fini, Maria Inês. II. Zambom, Denilse Morais. III. Souza, Fabio Luiz de. IV. Peixoto, Hebe Ribeiro da Cruz. V. Santos, Isis Valença de Sousa. VI. Akahoshi, Luciane Hiromi. VII. Marcondes, Maria Eunice Ribeiro. VIII. Lamas, Maria Fernanda Penteado. IX. Esperidião, Yvone Mussa. X. Título.
CDU: 371.3:806.90
S2 m
Valid
ade: 2014 – 2017