Apresentação O curso Química Geral – Básico, com o auxílio das simulações PhET como ferramenta facilitadora no processo de ensino e aprendizagem, foi elaborado pensando nas dificuldades que os estudantes apresentam com relação ao aprendizado dos conteúdos de química, bem como também trazer metodologias diferenciadas e atrativas para o ensino de química. A química é considerada uma ciência de caráter substancialmente experimental, para Bona (2009), sua compreensão é difícil, principalmente devido seu alto grau de abstração. De fato, conteúdos como natureza particular da matéria, ligações químicas, entre outros, extrapolam a representação macroscópica, tornando necessária a adoção de conceitos como elétrons, níveis de energia e eletronegatividade. Nesse sentido, temos a proposta de ensinar química de maneira diferenciada e inovadora, através de recursos digitais e tecnológicos. Aproveite.
Objetivo O curso de Química Geral com PhET Simulation tem o objetivo de promover o aprendizado e noções de conceitos de Química Inorgânica, Físico-química e Química Orgânica. Os conhecimentos trabalhados servirão de suporte para os alunos dos Ensinos Fundamental (9ºano), Médio e Superior.
Conteúdo programático ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢
Estados da matéria Densidade Ácidos e bases Balanceamento de equações Concentração de soluções Sais e solubilidade Soluções de sal/açúcar x condutividade elétrica Construindo moléculas Formas de energia e transformação de energia
Sumário 1.
INTRODUÇÃO ...................................................................................................................4
2.
O QUE É O PHET (PHYSICS EDUCATION TECHNOLOGY)?.................................4
3.
ADQUIRINDO AS SIMULAÇÕES ..................................................................................5
4.
5.
6.
3.1
Download ...................................................................................................................5
3.2.
Obtendo cópia off-line ............................................................................................7
UNIDADE TEMÁTICA 1 ...................................................................................................9 4.1.
Estados da matéria .................................................................................................9
4.2.
Densidade................................................................................................................12
4.3.
Ácidos e bases .......................................................................................................15
4.4.
Balanceamento de equações..............................................................................19
UNIDADE TEMÁTICA 2 .................................................................................................24 5.2.
Concentração de soluções .................................................................................24
5.3.
Sais e solubilidade ................................................................................................27
5.4.
Soluções de sal/açúcar x condutividade elétrica ..........................................30
UNIDADE TEMÁTICA 3 .................................................................................................32 6.2.
Construindo moléculas ........................................................................................32
6.3.
Forma da molécula/Geometria molecular .......................................................34
6.4.
Formas de energia e transformação de energia ............................................42
REFERÊNCIAS .......................................................................................................................44
1. INTRODUÇÃO Simulações Virtuais permitem a construção de moléculas e análise da geometria, sendo que em algumas delas também são possíveis a manipulação e a visualização das moléculas em três dimensões (3D). Tais funcionalidades podem ser aproveitadas pelos alunos para facilitar a aprendizagem em determinados conteúdos de Química e de outras disciplinas. Segundo Costa et al (pág.218, 2011) simulações computacionais se baseiam no uso de computações gráficas animadas que possuem certo grau de interatividade e são desenvolvidas para a visualização de sistemas ou fenômenos de interesse. Esse recurso é bastante útil quando na instituição não há laboratórios para realizar ou reproduzir experimentos, mas, não exclui a importância de se ter esse espaço na escola. 2. O QUE É O PHET (PHYSICS EDUCATION TECHNOLOGY)? Um dos recursos utilizados no ensino de definições abordadas na disciplina Química é o PhET (Physics Education Technology). O PhET (Figura 1) é um site criado por professores/pesquisadores da Universidade de Colorado que disponibiliza várias simulações experimentais interativas gratuitamente, são abordados conteúdo das áreas de química, física, biologia, ciências da terra e matemática (Creative Commons - Universidade do Colorado – PhET, 2012). Na área de química estão disponíveis simulações interativas divididas em quatro áreas ou níveis de ensino: Primário, Ensino Fundamental, Ensino Médio e Universitário. O PhET disponibiliza, além das simulações, guias didáticos em diferentes idiomas, para os professores que pretendem utilizar as simulações; contribuições e atualizações das simulações disponíveis.
Figura 1. Logomarca do Projeto Physics Education Technology - PhET.
Para ajudar os alunos a compreenderem conceitos visuais, as simulações PhET animam o que é invisível ao olho através do uso de gráficos e controles intuitivos, tais como clicar e arrastar a manipulação, controles deslizantes e botões. A fim de incentivar ainda mais a exploração quantitativa, as simulações também oferecem instrumentos de medição, incluindo réguas, cronômetros, voltímetros e termômetros (Creative Commons - Universidade do Colorado-PhET, 2012).
4 Química Geral Básica
Figura 2- Pagina do site do PhET
Usando a simulação é possível trabalhar durante o processo de ensino e aprendizagem, conceitos que envolvem a capacidade de predizer a acidez e basicidade das substâncias, como mostrado na Figura 9, além de prever o pH (Potencial hidrogeniônico) de ácidos, bases, fracos ou fortes. Para garantir a eficácia educacional e usabilidade, todas as simulações são exaustivamente testadas e avaliadas. As simulações são escritas em Java e Flash, e podem ser executadas usando um navegador web qualquer, desde que Flash e Java estejam instalados.
3. ADQUIRINDO AS SIMULAÇÕES 3.1
Download
Acesse o site no seguinte endereço https://phet.colorado.edu/pt_BR/. Na página principal clique em Entre aqui e simule (Figura 3).
5 Química Geral Básica
Figura 3- Pagina inicial do site do PhET
Em seguida selecione Química e abrirá várias simulações ao lado direito, como mostra a figura 4.
Figura 4- Pagina do site do PhET
Abra a simulação que desejar clicando duas vezes sobre ela. Ex.: Digamos que se queira baixar a simulação de Concentração de soluções, logo aparecerá a imagem com na figura 5. Você poderá clicar em COPIAR e o download comerá automaticamente ou primeiro em TRADUÇÕES e em seguida baixar no idioma que desejar.
6 Química Geral Básica
Figura 5- Pagina do site do PhET
Se caso preferir, poderá acessar a simulação de forma Online, bastará clicar em Play para executar. 3.2.
Obtendo cópia off-line
O pacote da versão completa instala uma cópia off-line do Portal PhET em seu computador. Uma vez instalado, você não precisa conectar à internet para ver ou rodar qualquer umas das simulações (desde que seu computador possua Java, Flash, e algum navegador de internet como o Firefox, Chrome ou Internet Explorer). Java é necessário para abrir as simulações Java e pode ser transferido de: http://java.com/ . No final da página do PhET Simulations clique em OFFLINE ACCESS (Figura 6).
Figura 6- Pagina do site do PhET
Em seguida abrirá a página das opções para onde queira baixar o pacote (Figura 7). 7 Química Geral Básica
Figura 7- Pagina do site do PhET
Ao clicar em Desktop/Laptop Computer, você poderá escolher entre tranferir(baixar) o arquivo do instalador com ou sem atividades, para os sistemas Windows, Mac OS X ou Linux.
Figura 8- Pagina do site do PhET
Após o download e instalação, você terá acesso às simulações, não só de química, mas também de física, biologia, matemática e ciências da terra de forma off-line e em qualquer lugar. Agora, trabalharemos conteúdos utilizando simulações PhET correspondentes à alguns assuntos de química geral. Desta forma, professor ou aluno utilizando o computador irá manusear, manipular e interagir com as simulações à luz das orientações descritas neste guia.
8 Química Geral Básica
4. UNIDADE TEMÁTICA 1 4.1.
Estados da matéria
As transformações físicas ou fenômenos físicos não modificam a natureza do material. Os átomos, íons ou moléculas, não são alterados; eles são apenas agitados, desarrumados, reordenados etc. É o caso, por exemplo, das mudanças de estado físico:
Figura 9- Características das mudanças de estados físicos
9 Química Geral Básica
Figura 10- Mudanças de estados físicos
Como foi visto, a matéria pode se apresentar de três formas, sendo sólida, líquida ou gasosa. E entender como os átomos/moléculas estão organizadas em cada estado da matéria (Figura 11) é de grande importância, principalmente para se compreender os fenômenos físicos. Aqueça, resfrie e comprima átomos e moléculas de uma substância e veja como elas passam de um estado físico para outro. Acesso à simulação: https://bit.ly/2BGKZOM
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6
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7 11 Figura 11- Simulação dos estados da matéria
5. Aba para apresentar os estados físicos sólido, líquido e gasoso. 6. Guia para acessar o estudo sobre mudança de fases. 7. Aba Potencial de Interação. Permite analisar como ocorre a interação entre as moléculas. 10 Química Geral Básica
8. Termômetro. 9. Sistema fechado. 10. Apresenta a disposição das moléculas, que podem juntas, próximas ou muito dispersas. 11. Botão que permite aquecer ou resfriar o sistema. 12. Pausa ou iniciar a simulação. 13. Permite selecionar os tipos de moléculas que se quer estudar. 14. Os botões permitem mudar o estado físico. 15. Reinicia tudo. Quando se acessa a guia “Mudanças de Fase” tem-se as seguintes funções (Figura 12).
13 12 15 14
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Figura 12- Simulação dos estados da matéria
16. Medidor de pressão. 17. Permite aumentar ou diminuir a pressão, baixando ou levantando a tampa. 18. Insere mais moléculas no sistema. 19. Apresenta a Energia Potencial versus a distância entre átomos. 20. Apresenta o comportamento das moléculas no diagrama de fases. Ao clicar na guia Potencial da Interação (Figura 13), temos:
11 Química Geral Básica
19 17 20
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18 21
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Figura 13- Simulação dos estados da matéria
21. Gráfico de Energia Potencial versus a distância entre átomos. 22. Apresenta o comportamento dos átomos estudados. 23. Botões para selecionar os átomos que se quer estudar. 24. Permite mostrar e evidenciar os tipos de forças envolvidas. 25. Controla a velocidade em que ocorre a simulação. 26. Pausa ou inicia a simulação. 27. Reinicia tudo. 4.2.
Densidade
Para satisfazer as exigências da vida diária (e também da ciência), novas medições foram criadas, ao longo do tempo. No cotidiano é comum dizermos, por exemplo, que o chumbo “pesa” mais do que a madeira. No entanto, 1 kg de chumbo afunda, enquanto 1 kg de madeira flutua na água. É fácil perceber, porém, que tal comparação só se torna justa e racional quando feita entre volumes iguais:
Figura 14- Materiais com mesmo volume e diferentes massas
Surge dessa comparação o conceito de densidade dos materiais, entendida como a massa dos “pedaços” iguais (volumes iguais) dos vários materiais (no exemplo acima, 12 Química Geral Básica
pequenos cubos de volume igual a 1 cm3). Matematicamente, essa ideia corresponde à seguinte definição: Densidade é o quociente da massa pelo volume do material (a uma dada temperatura). Essa definição é expressa pela seguinte fórmula:
Um caso particular importante é o da medição das densidades dos líquidos, que é feita diretamente pelos densímetros. Esse instrumento é um tubo de vidro, como mostrado a seguir, cuja parte inferior é mais larga e “pesada” do que a superior, que consiste em uma haste graduada em densidades. Colocado num líquido o densímetro afunda mais ou menos, e a graduação da haste, que coincide com o nível líquido, dá diretamente a densidade do líquido. Os densímetros são usados, por exemplo, em postos de gasolina, para medir a densidade do álcool vendido; em cooperativas de leite, para comprovar a qualidade do leite negociado, e assim por diante.
O densímetro indicado na figura A flutua na água de modo que sua escala marca 1,0 g/mL (densidade da água pura) na superfície do líquido. O densímetro da figura B flutua numa solução de bateria de automóvel carregada de modo que sua escala marca 1,3 g/mL (densidade da solução de bateria carregada). O líquido da bateria é uma solução de ácido sulfúrico em água, apresentando densidade maior que a água. Figura 15- Densímetros
Abaixo estão expressas as funções da simulação de sobre Densidade (Figura 16), a qual ajudará na compreensão de fenômenos relacionados.
13 Química Geral Básica
Acesso à simulação: https://bit.ly/2M0oD0w
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6 2 8 1
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Figura 16- Simulação de densidade
1. Líquido presente no tanque. 2. Material a ser estudado. 3. Botões para selecionar um bloco específico ou material. 4. Seleciona o tipo de material. 5. Apresenta a massa e o volume do material. 6. Apresenta o tipo de material que está sendo analisado e sua densidade. 7. Seleciona os blocos. 8. Apresenta o volume ocupado dentro do tanque. 9. Botões para controlar a massa e o volume do material. 10. Reinicia tudo.
14 Química Geral Básica
4.3.
Ácidos e bases
Ácidos e bases (também chamadas de álcalis) são costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivos capazes de dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes. Mas a presença dos ácidos e das bases na nossa vida cotidiana é bem mais ampla e menos agressiva do que se imagina. Eles também são componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos. São ainda matérias primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais. A tal ponto que a produção de ácido sulfúrico e soda cáustica de um país chega a ser considerada um dos indicadores do seu nível de atividade econômica. Figura 17- Medidor de pH por eletrodo
Definições de ácidos e bases
A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que - em solução aquosa - liberam íons positivos de Hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-. Assim, quando diluído em água, o Cloreto de Hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue:
Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água, libera uma hidroxila OH-, definindo-se assim como base:
15 Química Geral Básica
Um desdobramento da definição de Arrhenius é a regra de reação para ácidos e bases entre si, segundo a qual:
Se reagirmos os já citados ácido clorídrico e soda cáustica, teremos:
Sendo o NaCl, o cloreto de sódio, o nosso velho conhecido sal de cozinha. Outras definições Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição protônica. Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton. A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as substâncias que se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH-, como é o caso da amônia (NH3). Além disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco. Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam. Já o norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição. De acordo com ela, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares. A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto, continuam válidas dentro de suas próprias abrangências. Identificação dos ácidos e bases Os ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas ricas no ácido de mesmo nome. Já as bases têm gosto semelhante ao do sabão (sabor adstringente). Mas, felizmente, há modos mais eficazes e seguros de identificar ácidos e bases do que o paladar. 16 Química Geral Básica
É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial Hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH. Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores menores que sete classificam a solução medida como ácida e os maiores que sete, como alcalinos (bases). Escala de pH:
Para se medir o pH, usam-se combinações de substâncias indicadoras, como a fenolftaleína, que mudam de cor conforme a posição da substância testada na escala acima. Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que mede as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14. A seguir, iremos estudar as principais características dos ácidos e das bases, podendo realizar testes de pH, com medidor e papel indicador, bem como também, identificar que tipos de substâncias que conduzem eletricidade ou não. Na introdução desta simulação, tem-se as seguintes características: Acesso à simulação: https://bit.ly/2vrLlUK
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Figura 18- Simulação ácidos e base
17 Química Geral Básica
1. Menu de Introdução. 2. Aba para abrir o modo de solução. 3. Botões para selecionar o tipo de solução que se deseja trabalhar. 4. Seleciona a visualização das moléculas. 5. Mostra as moléculas do solvente. 6. Apresenta graficamente a concentração dos íons no equilíbrio. 7. Apresenta somente líquido no recipiente. 8. Insere o medidor de pH. 9. Insere o Papel Indicador e escala de pH. 10. Inclui o sistema para analisar a condutividade elétrica. 11. Apresentação das moléculas/íons presente em solução. 12. Reinicia tudo. 13. Medidor de pH. 14. Reação de equilíbrio dos íons em solução. Ao clicar na aba Solução ainda temos os seguintes controles (Figura 19):
15 16
17 18 19
Figura 19- Simulação ácidos e base
15. Seleciona um ácido ou uma base. 16. Apresenta o valor da concentração da solução em mol/L. 17. Botão para que permite controlar a concentração da solução. 18. Seleciona uma solução fraca ou forte. 19. Botão para controlar a solução de fraca a forte ou vice-versa.
18 Química Geral Básica
4.4.
Balanceamento de equações
Você conhece a Lei de Conservação das Massas? Ela foi descoberta por Lavoisier e é bastante popular por dizer que: “Na natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma”. Essa lei mostra que quando as reações químicas ocorrem, a massa se conserva, pois não acontecem a reação e nem a destruição dos átomos, eles apenas se rearranjam para formar substâncias novas. Contudo, os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e, assim, novos agregados são formados, originando os produtos. Então, podemos concluir que a quantidade de átomos de cada elemento em uma reação química que representa uma reação deve ser a mesma tanto nos reagentes quanto nos produtos. Essa igualdade é obtida por meio do balanceamento dos coeficientes da equação, ou seja, o balanceamento das equações químicas. A soma das substâncias reagentes Pela lei de Lavoisier, “A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”, logo, o número de átomos presentes, em uma reação, nos reagentes deve ser igual à quantidade de átomos presentes nos produtos. A seguinte reação indica a síntese da amônia: H2 + N2→NH3 Essa reação diz que uma molécula de hidrogênio reage com uma molécula de nitrogênio para formar uma molécula de amônia. Entretanto, essa expressão contraria a lei de conservação das massas, pois podemos observar que antes da reação há 2 átomos de hidrogênio e no produto existem 3. Nesse caso, a equação deve ser balanceada para indicar a conservação dos átomos, que é o verificado experimentalmente. A equação, escrita corretamente, que representa a reação de síntese da amônia é: 3H2 + N2 → 2NH3
Figura 20- Representação das moléculas de H2, N2 e NH3
Três moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de nitrogênio para formar duas moléculas de amônia. 19 Química Geral Básica
Método das Tentativas Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método das tentativas, que consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos. Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os ametais, depois oxigênio e por último o hidrogênio. Nesta ordem: • 1º Metais • 2º Ametais • 3º Carbono • 4º Hidrogênio • 5º Oxigênio Método de oxirredução Balancear uma reação de oxirredução é fazer com que o número total de e– cedidos pelo redutor seja igual ao número total de e– recebidos pelo oxidante.
Figura 21- Balanceamento por oxirredução
Procedimento • Determinar
o Nox de todos os elementos participantes, antes e depois da reação (reagentes e produtos). Assim é possível identificar o elemento que sofre oxidação e o elemento que sofre redução. • Calcular a variação total do Nox (D) do elemento que sofre oxidação e do que sofre redução. Para tal, multiplica-se a variação do Nox de cada elemento pela maior atomicidade com que o elemento aparece na equação. Assim saberemos o total de e– perdidos pelo redutor e o total de e– recebidos pelo oxidante (representado pelo D). • Tomar o D do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa. Isto é feito para que o total de e– perdidos seja igual ao total de e– recebidos. • Escolha o membro da equação em que os coeficientes (D) serão colocados. 20 Química Geral Básica
• Ao
inverter os coeficientes para colocá-los na equação, estes deverão estar situados ao lado do elemento cujo Nox não se repete na equação. Não importa o membro em que tal elemento se encontre. • Terminar o balanceamento das equações químicas pelo método das tentativas.
Figura 22- Esquema de balanceamento por oxirredução
Método Algébrico Esse método de balanceamento das equações químicas utiliza equações, onde sua resolução indica os coeficientes estequiométricos da reação. Para balancear a seguinte reação, seguiremos passo a passo: NH4NO3→N2O+H2O Primeiro, devemos atribuir um coeficiente algébrico a cada substância: aNH4NO3→bN2O+cH2O Escrevemos uma equação para cada elemento químico, igualando sua quantidade total de átomos presentes no reagente e no produto. Em relação ao nitrogênio, há 2 átomos presentes no reagente (NH 4NO3), que corresponde ao coeficiente algébrico “a”, e 2 átomos presentes no produto (N 2O) correspondente ao coeficiente algébrico “b”. Logo: Nitrogênio → 2a = 2b, simplificando, a = b O hidrogênio possui 4 átomos no reagente (NH4NO3), correspondente ao coeficiente “a”, e 2 no produto (H2O), correspondente ao coeficiente ”c”. Logo: Hidrogênio → 4a = 2c, simplificando, 2a = c O oxigênio possui 3 átomos no reagente (NH4NO3) de coeficiente “a”, e dois átomos presentes nos produtos, sendo um (N2O) correspondente ao coeficiente “b” e o outro (H2O) correspondente ao coeficiente “c”. Logo: Oxigênio → 3a = b + c
21 Química Geral Básica
Para resolver os sistemas, precisamos atribuir um valor arbitrário a somente uma das incógnitas. Atribuindo o valor 1 para a variável “a”, teremos os seguintes resultados: a=1 b = 1, pois a = b c = 2, pois c = 3 – 1 Substituindo os coeficientes algébricos pelos valores obtidos, teremos a equação balanceada: 1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O Nesta etapa, será possível através da simulação a seguir (Figura 23) balancear diferentes tipos de reações químicas e ainda obter noções quantitativas presentes numa reação, relacionando assim com reagentes e produtos de uma reação química. Acesso à simulação: https://bit.ly/2AJFIqd
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Figura 23- Simulação de balanceamento de equações químicas
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.
Guia de introdução da simulação. Aba para acessar o Jogo do Balanceamento. Botões que permitem trocar as reações. Reação estudada. Nesta pode-se clicar na seta para cima e inserir moléculas ou clicar em seta para baixo para retirar moléculas. Campo onde aparecem as moléculas de reagentes. Campo onde aparecem as moléculas dos produtos envolvidos. Insere uma balança que auxilia para compreender o balanceamento. Insere um gráfico de barras. Reinicia a simulação.
Clicando na aba Jogo do Balanceamento será apresentado o que se tem na Figura 16. Você poderá configurar o jogo em relação aos níveis de dificuldade, temporizador e som. 22 Química Geral Básica
Figura 24- Configuração de jogo
Ao começar o jogo, você será encaminhado a página do jogo (Figura 25). A partir de agora as funcionalidades serão as seguintes:
10 11
12 13
14 15
16
Figura 25- Simulação PhET jogo do balanceamento
10. Apresenta em qual equação o jogador estar de quantas precisa balancear. 11. Através das setas para cima e para baixo da equação, permite-se a inserção ou retirada de moléculas durante o balanceamento. 12. Checa se a equação está balanceada. 13. Apresenta o nível de jogo. 14. Apresenta a pontuação do jogador. 15. Tempo gasto para balancear a equação. 16. Insere um novo jogo.
23 Química Geral Básica
5. UNIDADE TEMÁTICA 2 5.2.
Concentração de soluções
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções, o componente que está presente em menor quantidade recebe o nome de soluto (é o disperso), enquanto o componente predominante é chamado de solvente (é o dispersante). Por exemplo, quando dissolvemos açúcar em água, o açúcar é o soluto, e a água, o solvente.
Figura 26- Preparo de solução de açúcar
O simples fato de preparamos um suco em nossa casa, denota uma solução que apresenta uma concentração. De modo geral, usamos o termo concentração de uma solução para nos referirmos a qualquer relação estabelecida entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente (ou da solução). Lembrando que essas quantidades podem ser dadas em massa (g, kg, etc.), em volume (m3, L, mL, etc.) ou em mols, teremos então várias maneiras de expressar concentrações. Concentração comum ou, simplesmente, concentração (C) A definição mais simples é: Concentração é a quantidade, em gramas, de soluto existente em 1 litro de solução. Perceba o significado físico dessa definição comparando os dois exemplos seguintes:
Figura 27- Concentração comum
24 Química Geral Básica
Generalizando o cálculo feito no segundo exemplo, temos:
Concentração em mols por litro ou molaridade (M)
Vamos agora estudar outra forma de concentração, na qual a quantidade do soluto é expressa em mols. Tal forma é muito importante para a Química, pois o mol é a unidade básica de quantidade de matéria, que facilita extraordinariamente os cálculos químicos. Citaremos, então, as concentrações em “mols do soluto por litro de solução”. Concentração em mols por litro ou molaridade (M) da solução é a quantidade, em mols, do soluto existente em 1 litro de solução. Perceba o significado físico dessa definição comparando os dois exemplos seguintes.
Figura 28- Concentração molar
Generalizando o cálculo feito no segundo exemplo, temos:
Como o número de mols do soluto (n1) é o quociente entre sua massa (m1) e sua massa molar (M1), temos:
Substituindo essa última expressão na fórmula acima, temos: 25 Química Geral Básica
Através da simulação a seguir é possível apresentar de forma básica, como se prepara uma solução e como se pode expressar a concentração de uma solução. As principais características estão apresentadas na Figura 29. Acesso à simulação: https://bit.ly/2k77G4c
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2
6
9 3
8 4
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Figura 29- PhET concentração de soluções
1. Adiciona água no recipiente. 2. Ao movimentar adiciona soluto. 3. Apresenta o volume de solução. 4. Solução a ser estudada. 5. Insere sólido (soluto). 6. Seleciona solução. 7. Permite mudar a solução ao clicar na seta. 8. Ao ser arrastado para dentro da solução, identifica a concentração existente. 9. Apresenta a concentração da solução em mol/L 10. Libera a solução. 11. Controla a evaporação da solução. 12. Remove o soluto adicionado. 13. Reinicia tudo.
26 Química Geral Básica
5.3.
Sais e solubilidade
Dissolução do sal comum em água Colocando-se sal de cozinha na água, a “extremidade negativa” de algumas moléculas de água tende a atrair os íons Na+ do reticulado cristalino do sal; e a “extremidade positiva” de outras moléculas de água tende a atrair os íons Cl- do reticulado.
Figura 30- Características de soluto e solvente
Desse modo, a água vai desfazendo o reticulado cristalino do NaCl, e os íons Na+ e Clentram em solução, cada um deles envolvido por várias moléculas de água. Esse fenômeno é denominado solvatação dos íons.
Figura 31- Solvatação dos íons do NaCl
Note na representação (sem escala e com uso de cores-fantasia) que há um confronto entre as forças de coesão dos íons Na+ e Cl- no estado sólido e as forças de dissolução e solvatação dos íons, exercida pela água. Evidentemente, se as forças de coesão 27 Química Geral Básica
predominarem, o sal será menos solúvel; se as forças de dissolução e solvatação forem maiores, o sal será mais solúvel.
A solubilidade dos sais varia de acordo com o tipo de substância envolvida, quantidade de solvente existente e temperatura. Cada sal tem seu ponto de solubilidade, ou seja, ponto o qual a partir deste não é mais possível solubilizar e o sal passa a precipitar. Coeficiente de solubilidade (ou grau de solubilidade) é a quantidade necessária de uma substância (em geral, em gramas) para saturar uma quantidade padrão (em geral, 100 g, 1.000 g ou 1 L) de solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão. Por exemplo, os coeficientes de solubilidade em água, a 0 °C: • para o NaCl é igual a 357 g/L; • para o AgNO3, vale 1.220 g/L; • para o CaSO4, é igual a 2 g/L. Quando o coeficiente de solubilidade é praticamente nulo, dizemos que a substância é insolúvel naquele solvente; é o caso do cloreto de prata, cujo grau de solubilidade em água é 0,014 g/L. Em se tratando de dois líquidos, dizemos que são imiscíveis; é o caso de água e óleo. Quando duas substâncias se dissolvem em qualquer proporção (coeficiente de solubilidade infinito), dizemos que elas são totalmente miscíveis; é o caso da mistura de água com álcool. Em função do ponto de saturação, classificamos as soluções em: • não-saturadas (ou insaturadas): contêm menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade; • saturadas: atingiram o coeficiente de solubilidade; • supersaturadas: ultrapassaram o coeficiente de solubilidade. Na prática, é muito fácil distinguir as soluções — não-saturada, saturada e supersaturada. Acompanhe o esquema abaixo:
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Figura 32- Tipos de soluções
Podemos fazer alguns testes e estudar os tipos de soluções. As principais funções da simulação do PhET de Sais e Solubilidade estão apresentadas na Figura 33. Vamos praticar! Acesso à simulação: https://bit.ly/2nh4rIQ
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11 Figura 33- PhET sais e solubilidade
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Aba inicial da simulação. Possibilita observar características do sal de cozinha. Encaminha para estudo de sais ligeiramente solúveis. Possibilita criar um sal. Ao agitar libera um sal. Adiciona água. Libera água ou solução. Água ou solução presente no recipiente. 29 Química Geral Básica
8. Apresenta a concentração da solução. 9. Apresenta a quantidade de íons dissolvidos e sólidos presentes na solução estudada. 10. Apresenta o volume de água em L. 11. Pausa ou inicia a simulação. 12. Redefine tudo. 5.4.
Soluções de sal/açúcar x condutividade elétrica
Muitas substâncias são capazes de conduzir eletricidade quando estão em meio aquoso (diluídas em água), pois sofrem ionização, ou seja, formam íons. Os casos que iremos observar agora, são das soluções de sal e açúcar. Vamos então identificar qual(is) conduzem eletricidade e por quê? Esta simulação (Figura 34) proporciona a compreenção do porquê compostos iônicos conduzem eletricidade e compostos covalentes não conduzem.
Acesso à simulação: https://bit.ly/2gZpkXG
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Figura 34- PhET soluções e condutividade elétrica
1. Aba inicial da simulação. Apresenta-se de forma macro. 2. Encaminha a simulação para uma visão micro, permitindo visualizar virtualmente as partículas de sal ou moléculas de açúcar. 3. Permite ampliar mais ainda a imagem da solução para explorar a interação intermolecular da água na presença de outras espécies químicas, como os íons e as moléculas, permitindo a visualização de uma propriedade química da água chamada de solvatação. 4. Adiciona água. 5. Ao agitar libera sal. 6. Os botões permitem selecionar sal ou açúcar. 30 Química Geral Básica
7. Apresenta a concentração de sal e de açúcar em mol/L. 8. Ao clicar apresenta valores das concentrações. 9. Sistema para teste de condutividade elétrica que pode ser arrastado até a solução e feita a imersão dos fios. 10. Libera água ou solução. 11. Apresenta o volume de água ou solução. 12. Controle de evaporação de água ou solução. 13. Reinicia tudo. Trabalhando com a visualização micro, a simulação apresenta outros funcionalidades, veja na Figura 35. 14 15 18
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20 Figura 35- PhET soluções e condutividade elétrica
14. Adiciona água ao recipiente. 15. Seleciona o cloreto de sódio. 16. Seleciona açúcar. 17. Possibilita visualizar onde os elementos do sal ou do açúcar estão na tabela periódica. 18. Apresenta a concentração dos íons sódio, cloro e das moléculas de sacarose. 19. Representação dos íons e molécula. 20. Pausa e inicia a simulação. E ao abrir a aba Água, temos:
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Figura 36- PhET soluções e condutividade elétrica
21. Moléculas de água de forma aproximada. 22. Íons sódio e cloro presente no sal que podem ser arrastados junto das moléculas de água e assim ser observado a ionização. 23. Moléculas de sacarose que podem ser arrastadas soltas nas moléculas de água para observar a quebra de moléculas. 24. Ao clicar, permite mostrar a carga parcial da água ou também ressaltar a molécula de açúcar. 25. Permite visualizar a molécula de açúcar (sacarose) em 3D.
6. UNIDADE TEMÁTICA 3 6.2.
Construindo moléculas
Nos estudos de química orgânica tem-se a presença de várias moléculas e estruturas carbônicas nos livros ou as que o professor desenha no quadro. A partir de agora teremos uma nova forma para este estudo. Iremos trabalhar com a construção de moléculas (Figura 37), explorando o tamanho de seus átomos, características espaciais em uma visão 3D e tipos de ligações químicas.
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Acesso à simulação: https://bit.ly/2ONXNWU
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Figura 37- PhET construindo moléculas
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Aba inicial Construir Moléculas. Permite praticar construção de moléculas múltiplas. Encaminha para a construção de moléculas grandes. Orienta para a construção de determinadas moléculas e preenchimento dos espaços vazios. Recarrega os quites de átomos. Átomos disponíveis no quite. Estes podem ser arrastados para o centro da simulação e serem usados na construção das moléculas. Ao clicar na seta, surgirá novos quites com átomos diferentes e maiores quantidades. Reinicia a coleção. Os botões permitem ligar ou desligar o som.
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Figura 38- PhET construindo moléculas
10. Molécula construída. Esta e outras podem ser visualizadas em 3D de dois modos, “Esconder ligações” e “Mostrar Átomos e Ligações”. 11. Molécula no bidimensional. 12. Botão para visualizar a molécula em 3D. 13. Ao clicar desfaz todas as ligações entre os átomos. 14. Átomos disponíveis no quite. 15. Ao clicar proporcionar acesso aos demais quites com átomos.
6.3.
Forma da molécula/Geometria molecular
Para realizar a determinação da geometria molecular, é preciso escrever a fórmula da molécula, descobrir qual é o átomo central e ver quantas nuvens eletrônicas existem.
Figura 39- A disposição espacial dos átomos em uma molécula é a geometria molecular
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Um dos modos mais utilizados teoricamente para realizar a determinação da geometria molecular, ou seja, para descobrir a forma com que os átomos estão dispostos espacialmente em uma molécula, é pela teoria da repulsão dos pares eletrônicos, também conhecida como teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV). Esse modelo considera as ligações covalentes que o átomo central realiza com os demais átomos como uma nuvem eletrônica. Cada par de elétrons disponível, ou seja, os elétrons do átomo central que não estão envolvidos em nenhuma ligação, também forma uma nuvem eletrônica. As nuvens eletrônicas repelem-se, pois são formadas de elétrons que possuem carga negativa (cargas iguais repelem-se). Desse modo, os átomos afastam-se e é definida a geometria da molécula. Uma analogia bastante simples para visualizar a repulsão entre as nuvens eletrônicas é considerar cada nuvem como se fosse um balão:
Figura 40- Possibilidades de correspondência de uma nuvem eletrônica
Imagine dois ou mais balões amarrados e que o nó no centro representa o átomo central. Ao fazer isso, você perceberá que os balões se afastarão o máximo possível, porque é como se um empurrasse o outro. O mesmo ocorre com as nuvens eletrônicas dos átomos, que os afastam para que adquiram a disposição espacial mais estável.
Figura 41- Analogia com balões para entender o espaçamento das nuvens eletrônicas
Assim, para que você consiga determinar a geometria de uma molécula, basta fazer o seguinte: •
Escreva a fórmula eletrônica de Lewis, na qual são escritos os símbolos dos elementos químicos e os elétrons da camada de valência ao seu redor (como “pontinhos”), 35 Química Geral Básica
e determine qual é o átomo central. Os pares de elétrons compartilhados e disponíveis devem ficar o mais distante possível uns dos outros; •
Verifique quantas nuvens eletrônicas a molécula possui e, com isso, qual é a geometria da molécula.
Essa determinação não é realizada para moléculas diatômicas, ou seja, aquelas formadas somente por dois átomos (HCl, HBr, H2, O2, CO, etc), porque toda molécula diatômica é linear (ângulo de 180º). Veja o exemplo do HCl:
Figura 42- Geometria linear do HCl
A geometria linear também ocorre no caso de moléculas que possuem três átomos e que o átomo central possui um de seus pares eletrônicos não compartilhado. É o caso do CS2. Vamos seguir os passos descritos para determinar a sua geometria. 1- Primeiro escrevemos a sua fórmula eletrônica de Lewis:
Figura 43- Fórmula eletrônica do CS2
2- Agora vamos determinar a quantidade de nuvens eletrônicas. Observe o carbono, que é o átomo central. Ele possui duas ligações duplas, então ele apresenta somente duas nuvens eletrônicas, cuja distância máxima possível forma um ângulo de 180ºC. Portanto, sua geometria é linear.
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Figura 44- Geometria linear do CS2
Mas existem casos de moléculas que possuem três átomos cuja geometria não é linear, mas sim angular. Isso acontece em moléculas que possuem um ou dois pares de elétrons desemparelhados. A água é um exemplo de molécula que possui geometria angular porque o átomo central (oxigênio) tem dois pares de elétrons não ligantes, conforme mostrado a seguir:
Figura 45- Geometria angular da água
As moléculas em que o átomo central apresenta dois pares de elétrons desemparelhados e que possuem a geometria angular ficam com o ângulo de 109'28º.A água é uma exceção em razão, provavelmente, de o raio atômico do oxigênio ser pequeno, o que resulta em uma distância menor entre os hidrogênios. A seguir há um exemplo de geometria angular para uma molécula formada por três átomos, o dióxido de enxofre, em que o átomo central (o enxofre) possui somente um par de elétrons desemparelhado. Nesse caso, o ângulo é de 120º.
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Figura 46- Geometria angular para molécula com três átomos e um par de elétrons desemparelhado
Veja outros casos principais de geometria molecular: Geometria trigonal plana ou triangular: Ocorre no caso de moléculas formadas por quatro átomos, em que o átomo central não possui elétrons desemparelhados (não ligantes). Exemplo: SO3 (trióxido de enxofre):
Figura 47- Geometria trigonal plana ou triangular para molécula com quatro átomos
Geometria piramidal (ou pirâmide trigonal): Ocorre no caso de moléculas formadas por quatro átomos, em que o átomo central possui um par de elétrons desemparelhado: Exemplo: NH3 (Amônia): 38 Química Geral Básica
Figura 48- Geometria piramidal ou pirâmide trigonal para molécula com quatro átomos e um par de elétrons desemparelhado
Geometria tetraédrica: Ocorre no caso de moléculas formadas por cinco átomos, em que um átomo é o central. Exemplo: CH4 (Metano):
Figura 49- Geometria tetraédrica para molécula de metano
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Geometria bipirâmide trigonal (ou bipirâmide triangular): Ocorre no caso de moléculas formadas por seis átomos, em que um átomo é o central. Exemplo: PCl5 (pentacloreto de fósforo):
Figura 50- Geometria bipirâmide trigonal ou bipirâmide triangular para molécula com seis átomos Geometria octaédrica:
Ocorre no caso de moléculas formadas por sete átomos, em que um átomo
é o central. Exemplo: SF6 (hexafluoreto de enxofre):
Figura 51- Geometria octaédrica para molécula com sete átomos
Iremos trabalhar agora, com as formas das moléculas (Figura 52), evidenciando ainda as estruturas das moléculas e ângulos entre ligações em uma visualização 3D. Esta ferramenta nos permite estudar a geometria, os ângulos de ligação entre os átomos, os tipos de ligações de várias moléculas como, por exemplo, as de água e metano. 40 Química Geral Básica
Acesso à simulação: https://bit.ly/PMqsg2
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9 Figura 52- PhET forma da molécula
1. Aba inicial da simulação. 2. Aba que encaminha para Moléculas Reais. 3. Permite inserir átomos com ligações simples, dupla ou tripla. 4. Molécula estuda apresentada em 3D. 5. Insere pares de elétrons solitários na molécula. 6. Mostra os pares solitários. 7. Mostra os ângulos de ligação. 8. Apresenta a geometria da molécula. 9. Apresenta a geometria do elétron. 10. Remove tudo. Ao abrir a aba Moléculas Reais, verfica-se o que está apresentado na Figura 53.
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Figura 53- PhET forma da molécula
11. Seleciona a molécula real. 12. Seleciona um modelo da molécula estudada. 13. Permite selecionar diferentes moléculas. 14. Moléculas estudada em 3D.
6.4.
Formas de energia e transformação de energia
Na natureza existem várias formas de energia, tais como mecânica, elétrica, térmica, luz e química (Figuras 54 e 55). O sol, por exemplo, pode fornecer energia na forma de luz e esta pode ser transformada em energia elétrica. Veremos agora outros exemplos de transformação de energia. Acesso à simulação: https://bit.ly/2M1D4RO
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Figura 54- PhET Formas de energia
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Modo de introdução da simulação. Guia de acesso aos sistemas e tranformações de energia. Termômetros. Objetos para teste. Insere simbolos de energia. Botões de Aquecimento (para cima) e resfriamento (para baixo). Seleciona a velocidade da simulação (nomal ou rápido). Pausa ou inicia a simulação. Reinicia toda a simulação.
Quando se acessa a aba “Sistemas e transformações de energia”, tem-se os seguintes menus (Figura 55).
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Figura 55- PhET Transformações de energia
10. Abre e fecha a saída de água. 11. Insere torneira d´agua ao sistema. A água pode ser usada para girar o moinho. 12. Insere o sol e controle de nuvens. Pode ser usado para emitir luz como forma de energia. 13. Insere um bule e controle de aquecimento. Este pode ser usado para produzir vapores e consequentemente energias térmica e mecânica. 14. Insere boneco e bicicleta juntamente com controle da velocidade de pedalada. Permite transformar energia química em mecânica. 15. Insere o moinho. 16. Insere placa fotovoltaica. 17. Insere recipiente com água ao sistema. 18. Seleciona lâmpada incandescente para o sistema. 19. Seleciona lâmpada fluorescente para o sistema. 43 Química Geral Básica
20. Termômetro. 21. Seleciona símbolos de energia para aparecer na simulação. 22. Legenda com formas de energia. 23. Reinicia toda a simulação.
REFERÊNCIAS BONA, B. O. Análise de softwares educativos para o ensino de matemática nos anos iniciais do ensino fundamental. Experiências em Ensino de Ciências, vol.4, n. 1, pp.35-55, 2009. COSTA, Rodrigo Garrettda; PASSERINO, Liliana Maria; ZARO, Milton Antônio. Educação e Tecnologia um percusso Interinstitucional: Teoria historico-cultural e formação de conceitos no ensino de química. Camposdos Goyatacazes: Essentia editora, 2011. CREATIVE COMMONS – UNIVERSIDADE DO COLORADO. Simulações Interativas PhET. Disponível em: <http://phet.colorado.edu> Acesso em: 31 jun. 2018. FELTRE, Ricardo. Química. 6. ed. Vol. 1. São Paulo: Moderna, 2004. FELTRE, Ricardo. Química. 6. ed. Vol. 2. São Paulo: Moderna, 2004. FELTRE, Ricardo. Química. 6. ed. Vol. 3. São Paulo: Moderna, 2004.
FOGAÇA, Jennifer. Determinação da Geometria Molecular. Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/determinacao-geometria-molecular.htm> Acesso em: 31 de julho de 2018. FONSECA, Martha Reis Marques da. Química. 1. ed. Vol.3. São Paulo: Ática, 2013. PERUZZO, Francisco Miragaia. CANTO, Eduardo Leite do. Química na abordagem do cotidiano. 4. ed. Vol. 3. São Paulo: Moderna, 2006. SOUZA, A.A. Guia didático química virtual: ensinando química com as simulações PHET. Universidade Federal do Acre. Rio Branco. 2017. Disponível em: https://drive.google.com/open?id=0B0D0XP7zZLaTRHlEUm9qeFZSeTA. Acesso em: 03 de julho de 2018.
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