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Caderno de Apoio ao Professor (4)

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QUÍMICA
CADERNO DE APOIO
AO PROFESSOR
ENSINO PROFISSIONAL
Química MÓDULOS Q1 a Q7
Maria da Conceição Dantas • Maria Teresa Fontinha • Marta Duarte Ramalho
Guia de exploração de recursos multimédia
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Atividades complementares
Testes por módulo
Trabalhos de recuperação por módulo
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Índice
1. Apresentação do projeto ............................................. 3
Módulo Q3
1.1 Componentes do projeto ................................... 3
Planificações .................................................................. 78
1.1.1 Manual ......................................................... 3
Atividades complementares ..................................... 84
1.1.2 Extensões .................................................... 4
Ficha formativa 1 ................................................ 84
1.1.3 Caderno de Apoio ao Professor ........... 5
Ficha formativa 2 ................................................ 87
2. Planificação global ......................................................... 6
3. Guião de exploração de recursos
multimédia ....................................................................... 6
4. Grelhas ............................................................................. 17
Grelha de avaliação de trabalho colaborativo
em sala de aula com apresentação ........................ 17
Grelha de observação direta de trabalho
experimental .................................................................. 18
Módulo Q1
Ficha formativa 3 ................................................ 89
Trabalhos de projeto ......................................... 92
Propostas de trabalho específicas por área ......... 93
Teste final ....................................................................... 94
Trabalho de recuperação de módulo .................... 98
Soluções .......................................................................... 99
Módulo Q4
Planificações ............................................................... 104
Atividades complementares .................................. 110
Ficha formativa 1 ............................................. 110
Planificações .................................................................. 20
Ficha formativa 2 ............................................. 112
Atividades complementares ..................................... 26
Trabalhos de projeto ...................................... 114
Ficha de diagnóstico ........................................... 26
Atividade Laboratorial 3 ................................ 115
Ficha formativa 1 ................................................. 29
Propostas de trabalho específicas por área ...... 117
Ficha formativa 2 ................................................. 32
Teste final .................................................................... 118
Ficha formativa 3 ................................................. 35
Trabalho de recuperação de módulo ................. 122
Trabalhos de projeto .......................................... 38
Soluções ....................................................................... 123
Propostas de trabalho específicas por área ......... 41
Teste final ........................................................................ 42
Trabalho de recuperação de módulo ..................... 48
Soluções ........................................................................... 50
Módulo Q2
Módulo Q5
Planificações ............................................................... 128
Atividades complementares .................................. 133
Ficha formativa ................................................. 133
Trabalhos de projeto ...................................... 136
Planificações .................................................................. 56
Propostas de trabalho específicas por área ...... 137
Atividades complementares ..................................... 61
Teste final .................................................................... 138
Ficha formativa .................................................... 61
Trabalho de recuperação de módulo ................. 142
Trabalhos de projeto .......................................... 64
Soluções ....................................................................... 143
Propostas de trabalho específicas por área .......... 65
Teste final ........................................................................ 66
Trabalho de recuperação de módulo ..................... 71
Soluções ........................................................................... 73
Módulo Q6
Módulo Q7
Planificações ............................................................... 148
Planificações ............................................................... 168
Atividades complementares .................................. 152
Atividades complementares .................................. 172
Ficha formativa 1 .............................................. 152
Ficha formativa ................................................. 172
Ficha formativa 2 .............................................. 154
Trabalhos de projeto ...................................... 175
Trabalhos de projeto ....................................... 156
Atividade Laboratorial 2 ................................ 176
Propostas de trabalho específicas por área ....... 157
Atividade Laboratorial 3 ................................ 178
Teste final ..................................................................... 158
Atividade Laboratorial 4 ................................ 180
Trabalho de recuperação de módulo .................. 162
Atividade Laboratorial 5 ................................ 182
Soluções ........................................................................ 164
Propostas de trabalho específicas por área ...... 184
Teste final .................................................................... 185
Trabalho de recuperação de módulo ................. 189
Soluções ....................................................................... 190
1 Apresentação do projeto
1.1 Componentes do projeto
O projeto Química – Ensino Profissional inclui, para o aluno:
x Manual (com os módulos Q1 a Q7);
x Extensões, disponíveis online em www.quimicaprofissional.te.pt;
x Resoluções dos exercícios propostos do manual, disponíveis online em
www.quimicaprofissional.te.pt.
Inclui ainda os seguintes materiais, exclusivos do Professor:
x Manual (versão do Professor);
x Extensões (versão do Professor);
x Caderno de Apoio ao Professor;
x
.
1.1.1 Manual
O Manual está de acordo com o Programa de Física e Química, componente de Química,
dos cursos profissionais.
No Manual, empregando uma linguagem simples, mas cientificamente correta, os
conteúdos estão organizados em módulos, que correspondem ao Programa.
Cada módulo, por sua vez, está dividido em várias secções/tópicos, podendo cada um
deles, em princípio, ser tratado numa aula, ou mais do que uma aula, cabendo ao grupo
disciplinar/Professor esta decisão, tendo em conta a natureza dos alunos, das turmas e da
escola.
Ao longo da exploração de cada módulo estão destacados os conteúdos essenciais,
acompanhados de diagramas, fotografias e esquemas que apoiam a apresentação na aula e o
aluno no seu estudo/trabalho autónomo.
À medida que os conteúdos são apresentados, surgem na margem pequenas questões,
assinaladas com o ícone
, na sua maioria muito simples, de aplicação direta. Pretende-se
com estas questões validar se os alunos estão a compreender o que está a ser explicado.
Ao longo de cada módulo encontram-se ainda numerosos exercício(s) resolvido(s), sempre
seguidos por exercícios para resolver.
As soluções dos exercícios para resolver são apresentadas no final do Manual.
Adicionalmente, no Manual do Professor as soluções são disponibilizadas na margem da
página respetiva.
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
3
No final de cada módulo encontram-se atividades laboratoriais, de acordo com as
propostas pelo programa em vigor. Estas atividades contemplam:
x uma pequena introdução teórica, quando necessário;
x material e reagentes;
x procedimento experimental;
x questões teórico-práticas (análise critica sobre a metodologia seguida e os resultados
obtidos).
Dada a natureza experimental da Química, as atividades de caráter prático e laboratorial
devem ser desenvolvidas com a turma desdobrada em turnos. Propõe-se que cada aula de
índole laboratorial tenha a duração de um tempo letivo e seja enquadrada com os respetivos
conteúdos e referenciais teóricos. Uma vez findo o trabalho prático, o professor pode pedir
aos alunos:
x o registo e tratamento dos resultados;
x a resolução das questões teórico-práticas propostas no Manual.
As respostas às questões teórico-práticas são disponibilizadas em exclusivo ao Professor, na
margem do seu Manual.
Após as atividades laboratoriais é feita uma síntese/globalização final, na rubrica Conceitos
fundamentais. Por fim, apresenta-se um Teste global, para que os alunos possam praticar para
a avaliação final do módulo.
No Manual do Professor encontram-se ainda, exclusivamente, remissões para os recursos
disponíveis na
. Um desses recursos é o PowerPoint® Medição em Química, que
merece aqui destaque na medida em que os alunos devem:
x identificar, na realização das atividades, possíveis erros aleatórios e sistemáticos;
x ter em atenção o alcance e a sensibilidade dos instrumentos de medida;
x apresentar medidas com um número correto de algarismos significativos.
1.1.2 Extensões
O Programa prevê que possam ser lecionadas Extensões, como forma de diversificar os
conteúdos em função dos cursos a que a disciplina é lecionada. Como o que se pretende não é
a lecionação de todas as extensões, nem tal seria viável, optou-se por, para não sobrecarregar
o Manual com conteúdos que não serão lecionados, as disponibilizar apenas online, quer para
alunos quer para professores.
4
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
1.1.3 Caderno de Apoio ao Professor
O Caderno de Apoio ao Professor inclui uma planificação global, e, para cada módulo:
x planificação a médio prazo e aula a aula (incluindo propostas de exercícios do manual,
que poderão ser resolvidos na aula e que têm o objetivo de consolidar e avaliar os
conteúdos que acabaram de ser estudados);
x atividades complementares – ficha de diagnóstico e fichas formativas com questões
referentes aos conteúdos lecionados, pequenas sugestões de atividades de projeto,
atividades laboratoriais, etc.;
x propostas de trabalho específicas por áreas de curso profissional;
x um teste global;
x trabalhos de recuperação;
x respostas às questões das fichas e testes;
x respostas às questões da margem do manual (questões assinaladas com
).
O Caderno de Apoio ao Professor inclui ainda a apresentação de todos os recursos multimédia
do projeto disponíveis na
. Aqui apresentam-se ainda sugestões de exploração dos
recursos do módulo Q2; na
encontram-se sugestões para todos os módulos.
Todos os conteúdos do Caderno estão também disponíveis em formato editável na
, para que facilmente o Professor os possa editar e adaptar aos seus alunos.
No Caderno de Apoio ao Professor incluem-se vários materiais concebidos a pensar na
avaliação formativa, uma vez que no programa de Física e Química do ensino profissional se
salienta o papel desta avaliação, que:
x deverá permitir a regulação do ensino/aprendizagem por parte do professor e dos alunos;
x deverá ser adequada a cada uma das tarefas e incidir sobre todas elas;
x deverá ser fomentada como elemento de autoavaliação do aluno, constituindo num
fator determinante para o respetivo envolvimento na sua própria aprendizagem;
x permitirá ao professor observar a evolução do aluno e reorientar o seu trabalho, com
base nos elementos recolhidos.
Poderão utilizar-se como elementos de avaliação formativa:
x participação na aula;
x fichas;
x trabalhos de pesquisa;
x construção de pequenos fluxogramas de conceitos;
x participação em visitas de estudo;
x etc.
A importância de cada um destes aspetos na avaliação deverá ser definida em reunião de
grupo disciplinar.
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
5
2 Planificação global
A planificação proposta refere-se a aulas com a duração de 50 min, mas poderá facilmente
ser adaptada a aulas de 45 min e/ou 60 min, caso seja esse o tempo de referência na escola.
Número de aulas
(blocos de 50 min)
Conteúdos
Módulo Q1: Estrutura atómica. Tabela periódica. Ligação química
22
Módulo Q2: Dispersões. Soluções
22
Módulo Q3: Reações químicas. Aspetos energéticos de uma reação
química. Reações incompletas e equilíbrio químico
22
Módulo Q4: Equilíbrio ácido-base
22
Módulo Q5: Equilíbrio de oxidação-redução
22
Módulo Q6: Estado físico das substâncias e interações moleculares.
Estado gasoso
22
Módulo Q7: Compostos orgânicos. Reações químicas
22
Total
6
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
154
3 Aula Digital –
Guia de exploração de recursos multimédia
A
é uma ferramenta inovadora que possibilita, em sala de aula, a fácil exploração do
projeto Química – Ensino profissional através das novas tecnologias. Permite o acesso a um vasto
conjunto de conteúdos multimédia associados ao manual:
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27 Apresentações PowerPoint®
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19 Animações
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5 Simuladores
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11 Vídeos laboratoriais
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10 Resoluções animadas de exercícios
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9 Atividades interativas
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20 Testes interativos
Apresenta-se em seguida uma lista com todos os recursos multimédia disponibilizados em
aos professores adotantes do projeto.
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
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Títulos dos recursos
Elementos químicos: constituição, isótopos e massa atómica relativa (Q1)
Modelo atómico atual simplificado (Q1)
Tabela Periódica (Q1)
Ligação química: modelo de ligação covalente (Q1)
Ligação química: modelo de ligação iónica e modelo de ligação metálica (Q1)
Dispersões (Q2)
Composição qualitativa de soluções (Q2)
Composição quantitativa de soluções (Q2)
Medição em Química (Q2)
Reações químicas (Q3)
Reagente limitante e reagente em excesso (Q3)
Aspetos energéticos de uma reação química (Q3)
Reações incompletas e equilíbrio químico (Q3)
Equilíbrios e desequilíbrios de um sistema reacional (Q3)
Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida (Q4)
Ácidos e bases de acordo com a teoria protónica de Brönsted-Lowry (Q4)
Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água (Q4)
Equilíbrio ácido-base (Q4)
Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais (Q4)
Reações de oxidação-redução (Q5)
A competição pela transferência de eletrões (Q5)
As reações de oxidação-redução na natureza, no quotidiano e na indústria (Q5)
Interações moleculares (Q6)
Estado gasoso (Q6)
Compostos orgânicos (Q7)
Outros compostos orgânicos (Q7)
Reações dos compostos orgânicos (Q7)
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
Total de apresentações PowerPoint® disponíveis no projeto: 27
Apresentações PowerPoint® dos conteúdos de cada subtema do manual.
As apresentações são exclusivas do professor e podem ser utilizadas como suporte à
explicação dos conteúdos ou, em alternativa, como síntese dos conteúdos abordados.
Apresentações PowerPoint®
Tipologia de recurso
Listagem geral dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional
Átomos e elementos químicos (Q1)
Elementos químicos e isótopos (Q1)
Evolução histórica da Tabela Periódica (Q1)
Tabela Periódica dos elementos (Q1)
Ligação química (Q1)
Geometria espacial das moléculas (Q1)
Energia de ligação e comprimento da ligação (Q1)
Polaridade de moléculas (Q1)
Soluções, dispersões coloidais e suspensões (Q2)
Solubilidade (Q2)
Como alterar a velocidade de uma reação (Q2)
Equilíbrio químico (Q3)
Princípio de Le Châtelier (Q3)
Reações de ácido-base e o ambiente (Q4)
Ácidos e bases – perspetiva histórica (Q4)
Ionização e dissociação iónica (Q4)
Autoionização da água (Q4)
Reações de oxidação-redução (Q5)
Ligações intermoleculares e miscibilidade (Q6)
Concentração de uma solução (Q2)
Variação de entalpia (Q3)
Série eletroquímica (Q5)
Volume molar e Lei de Avogadro (Q6)
Nomenclatura dos compostos orgânicos (Q7)
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Títulos dos recursos
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Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
Total de simuladores disponíveis no projeto: 5
Os simuladores permitem relacionar grandezas e analisar as suas variações num
determinado sistema, facilitando a aprendizagem de conteúdos mais abstratos e
complexos.
Simuladores
Total de animações disponíveis no projeto: 19
As animações mostram os principais conteúdos da disciplina de modo dinâmico e
interativo.
No final de cada animação são apresentadas atividades de consolidação.
Animações
Tipologia de recurso
Listagem geral dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional
9
10
Cálculo da massa atómica relativa (Q1)
Cálculo da quantidade de matéria e da massa molar (Q2)
Cálculo do fator de diluição (Q2)
Cálculo da estequiometria da reação (Q3)
Cálculo da constante de equilíbrio (Q3)
Como aplicar o Princípio de Le Châtelier (Q3)
Como escrever reações que traduzem a ionização de ácidos e bases (Q4)
Cálculo de pH e de pOH (Q4)
Cálculo de constantes de acidez e basicidade (Q4)
Cálculo do volume molar (Q6)
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Preparação de uma solução a partir de um soluto sólido (Q2)
Preparação de uma solução a partir de um soluto líquido (Q2)
Diluição de soluções (Q2)
Síntese do sal complexo sulfato de tetraminocobre(II) mono-hidratado (Q3)
Estudo do equilíbrio com iões de cobalto no cloreto de cobalto (II) (Q3)
Efeito da temperatura no pH de uma água (Q4)
Reconhecimento de um ácido forte ou de um ácido fraco, conhecendo as
concentrações iniciais do ácido (Q4)
Verificação da existência de diferentes estados de oxidação para um mesmo
elemento (Q5)
Série eletroquímica (Q5)
Verificação experimental da lei de Boyle-Mariotte (Q6)
Verificação das propriedades redutoras de um aldeído em relação ao licor de
Fehling e ao reagente de Tollens (Q7)
Títulos dos recursos
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Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
Total de resoluções animadas de exercícios disponíveis no projeto: 10
Estas animações mostram, de modo interativo, a resolução de um exercício.
Cada animação inicia-se com o enunciado do exercício, destaca os dados e as
grandezas a determinar e, por fim, apresenta a resolução do exercício passo a passo.
Resoluções animadas de exercícios
Total de vídeos laboratoriais disponíveis no projeto: 11
Apresentam-se vídeos para todas as atividades laboratoriais propostas apresentadas
no manual. Estes podem ser utilizados para complementar/enriquecer as aulas
práticas.
Vídeos laboratoriais
Tipologia de recurso
Listagem geral dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional
Massa atómica relativa (Q1)
Distribuição eletrónica (Q1)
Estrutura de Lewis (Q1)
Quantidade de matéria e da massa molar (Q2)
Acerto de equações e cálculos estequiométricos (Q3)
Acerto de reações de oxidação e redução (Q5)
Previsão da reação utilizando a série eletroquímica (Q5)
Hidrocarbonetos (Q7)
Identificação de grupos funcionais (Q7)
Estrutura atómica (Q1)
Tabela Periódica (Q1)
Estrutura molecular – ligação química (Q1)
Dispersões (Q2)
Soluções (Q2)
Reações químicas (Q3)
Aspetos energéticos de uma reação química (Q3)
Reações incompletas e equilíbrio químico (Q3)
Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida (Q4)
Ácidos e bases de acordo com a teoria protónica de Brönsted-Lowry (Q4)
Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água (Q4)
Equilíbrio ácido-base (Q4)
Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais (Q4)
Reações de oxidação-redução (Q5)
A competição pela transferência de eletrões (Q5)
Reações de oxidação-redução na natureza, no quotidiano e na indústria (Q5)
Interações moleculares (Q6)
Estado gasoso (Q6)
Compostos orgânicos (Q7)
Reações dos compostos orgânicos (Q7)
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Títulos dos recursos
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Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
Total de testes interativos no projeto: 20
Um teste interativo por cada capítulo do manual.
Testes interativos
Total de atividades disponíveis no projeto: 9
Cada atividade contém exercícios que permitem consolidar, de uma forma interativa,
os principais conceitos estudados.
Atividades interativas
Tipologia de recurso
Listagem geral dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional
11
12
42
42
Página
Soluções, dispersões coloidais e suspensões
Dispersões
Recurso
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
ͻ Classificar as dispersões em soluções, coloides e
suspensões, em função das dimensões médias das
partículas do disperso.
ͻ Classificar as dispersões em soluções, coloides e
suspensões, em função das dimensões médias das
partículas do disperso.
ͻ Associar a classificação de dispersão sólida, líquida ou
gasosa ao estado de agregação do dispersante.
ͻ Associar dispersão a uma mistura de duas ou mais
substâncias em que as partículas de uma fase (fase
dispersa) se encontram distribuídas no seio da outra (fase
dispersante).
Objetivos de Aprendizagem
Sugestões de exploração
ͻ Consolidar os conhecimentos adquiridos.
2.a parte
ͻ Dar exemplos de diferentes tipos de
dispersões.
ͻ Analisar e distinguir os diferentes tipos
de dispersões: soluções, coloides e
suspensões.
1.a parte
ͻ Utilizar a apresentação PowerPoint®
como suporte de apoio à exposição dos
conteúdos de Dispersões do módulo Q2.
Sugestões de exploração dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional, Módulo Q2
Apresentam-se em seguida, a título de demonstração, sugestões de exploração dos recursos multimédia do módulo Q2. O professor terá
acesso em
a sugestões de exploração referentes a todos os recursos multimédia do projeto (de todos os módulos).
51
Página
ͻ Identificar quantidade de substância (n) como uma das sete
grandezas fundamentais do Sistema Internacional (SI) e cuja
unidade é a mole.
Composição quantitativa de soluções
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
ͻ Indicar algumas situações laboratoriais de utilização do
fator de diluição para a preparação de soluções.
ͻ Associar fator de diluição à razão entre o volume final da
solução e o volume inicial da amostra, ou à razão entre a
concentração inicial e a concentração final da solução.
ͻ Distinguir solução concentrada de solução diluída em
termos da quantidade de soluto por unidade de volume de
solução.
ͻ Resolver exercícios sobre modos diferentes de exprimir
composição quantitativa de soluções e de interconversão
de unidades.
ͻ Associar às diferentes maneiras de exprimir composição
quantitativa de soluções as unidades correspondentes no
Sistema Internacional (SI) e outras mais vulgarmente
utilizadas.
ͻ Descrever a composição quantitativa de uma solução em
termos de concentração, concentração mássica,
percentagens em volume, em massa e em massa/volume,
partes por milhão e partes por bilião.
ͻ Associar massa molar, expressa em gramas por mole, à
massa de uma mole de partículas (átomos, moléculas, iões, …)
numericamente igual à massa atómica relativa ou à massa
molar relativa.
Objetivos de Aprendizagem
Recurso
Sugestões de exploração
ͻ Utilizar a apresentação PowerPoint®
como suporte de apoio à exposição dos
conteúdos de Soluções do módulo Q2.
Sugestões de exploração dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional, Módulo Q2
13
14
55
Página
Concentração de uma solução
Recurso
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
ͻ Associar às diferentes maneiras de exprimir composição
quantitativa de soluções as unidades correspondentes no
Sistema Internacional (SI) e outras mais vulgarmente
utilizadas.
ͻ Descrever a composição quantitativa de uma solução em
termos de concentração, concentração mássica,
percentagens em volume, em massa e em massa/volume,
partes por milhão e partes por bilião.
Objetivos de Aprendizagem
Sugestões de exploração
ͻ Consolidar os conhecimentos adquiridos.
3.a parte
ͻ Visualizar a preparação de uma solução
com as características selecionadas.
ͻ Analisar o modo mais adequado de
expressar a concentração de uma solução.
ͻ Analisar a alteração do valor da
concentração da solução através da
variação da massa do soluto e do volume
de solução.
ͻ Simular a preparação de concentração de
soluções de modo a analisar os valores
obtidos.
2.a parte
ͻ Analisar um conjunto de 6 soluções
aquosas e recordar os diferentes modos de
expressar a concentração de uma solução:
concentração mássica, concentração
molar, fração molar, percentagem em
massa, percentagem em volume e partes
por milhão.
1.a parte
Sugestões de exploração dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional, Módulo Q2
60
Página
Cálculo do fator de diluição
Recurso
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
ͻ Associar fator de diluição à razão entre o volume final da
solução e o volume inicial da amostra, ou à razão entre a
concentração inicial e a concentração final da solução.
Objetivos de Aprendizagem
Sugestões de exploração
15
ͻ Analisar a resolução detalhada de todas as
alíneas do exercício, clicando nas etapas
numeradas. Para cada etapa existe um
áudio de suporte.
Resolução passo a passo
ͻ Destacar no enunciado os dados facultados
e as grandezas a determinar, neste caso o
fator de diluição e o volume da solução
diluída.
Preparação da resolução
ͻ Apresentar o enunciado e estabelecer um
tempo para que os alunos resolvam o
exercício.
ou
ͻ Explorar o enunciado com a turma e
discutir possíveis resoluções.
Enunciado
Sugestões de exploração dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional, Módulo Q2
16
61
Página
ͻ Descrever as principais etapas e procedimentos necessários
à preparação de uma solução a partir de um soluto sólido.
Preparação de uma solução a partir de um
soluto sólido
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
ͻ Armazenar soluções em recipiente apropriado sem as
contaminar ou sem alterar a sua concentração.
ͻ Preparar uma solução com um dado volume e
concentração.
ͻ Aplicar técnicas de transferência de sólidos e líquidos.
ͻ Medir a massa de sólidos em pó, granulados ou em cristais,
usando uma balança digital.
Objetivos de Aprendizagem
Recurso
Sugestões de exploração
ͻ Realizar as atividades finais sobre os
resultados obtidos na experiência.
Atividades (4.a parte)
ͻ Demonstrar a execução do procedimento
através de um vídeo. Permite esclarecer
possíveis dúvidas surgidas aquando da
realização da atividade laboratorial. A
visualização do vídeo pode também ser
feita após a realização da atividade
laboratorial em sala de aula, auxiliando no
processo de interpretação dos resultados
obtidos.
Vídeo (3.a parte)
ͻ Identificar o material a utilizar através da
realização de uma atividade de ligação de
pares onde se analisa o material necessário
para a realização da atividade laboratorial.
Materiais (2.a parte)
ͻ Contextualizar a Atividade Laboratorial
analisando os principais subcapítulos a
explorar na atividade.
Enquadramento teórico (1.a parte)
Sugestões de exploração dos recursos multimédia do Química – Ensino profissional, Módulo Q2
Escala a utilizar:
Nome
(0 a 1)*
2 Bem
(0 a 3)
(0 a 3)
Análise
crítica de
resultados
Organização no trabalho
Cumprimento Rigor científico e
de prazos
profundidade da
abordagem
1 Pouco
(0 a 3)
(0 a 3)
0 Nunca
Análise e
seleção da
informação
disponível
Utilização adequada das
técnicas ao dispor /
mobilização /
articulação de conceitos
Processo de trabalho
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
3 Muito bem
(0 a 2)
Plano de
apresentação /
divulgação
(0 a 3)
Objetividade,
clareza, rigor
científico
(0 a 2)
Capacidade de
divulgação /
utilização de
materiais adequados
Apresentação / Discussão / Divulgação
Grelha de avaliação de trabalho colaborativo em sala de aula com apresentação
* Item Cumprimentos de prazos
0 Não cumpre
1 Cumpre
Nota: a cotação em pontos poderá ser alterada pelo professor de acordo com os critérios estabelecidos pelo grupo disciplinar.
N.
o
Alunos
4 Grelhas
17
Classificação
Grupo / Nome
Cumpre as regras
de segurança
(0 a 3)
Prepara o trabalho
antes da aula
(0 a 2)
(0 a 3)
Coopera com os
colegas
(0 a 3)
É organizado
(0 a 3)
É cuidadoso no
manuseamento de
materiais e
reagentes
18
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
(0 a 3)
(0 a 3)
Apresenta registos e
conclusões dos
trabalhos realizados
Data: ____ / ____ / _____
Observa
atentamente
Escala a utilizar: 0 Nunca
1 Pouco
2 Bem
3 Muito bem
Nota: a cotação em pontos poderá ser alterada pelo professor de acordo com os critérios estabelecidos pelo grupo disciplinar.
N.
o
Estação Laboratorial / Atividade Laboratorial / Atividade prática em sala de aula: _______________________________
Grelha de observação direta de trabalho experimental
Classificação
Planificações
Módulo Q1
Estrutura atómica. Tabela Periódica. Ligação química
Planificação a médio prazo
Conteúdos
Número de aulas
1. Estrutura atómica
5
2. Tabela Periódica
5
3. Estrutura molecular – ligação química
5
Resolução de exercícios
3
Preparação, realização e entrega do teste global do módulo
4
Total
22
Planificação aula a aula
A planificação proposta foi elaborada considerando a existência de cinco tempos semanais
(100 min + 100 min + 50 min), mas pode facilmente ser adaptada caso a disciplina apenas
tenha 3 ou 4 tempos semanais.
1. Estrutura atómica
Aulas n.o 1 e 2
100 min
ͻ Apresentação.
Sumário
ͻ Conversa com os alunos acerca do elenco modular a abordar durante o ano
letivo e respetivas faltas em cada módulo.
ͻ Preenchimento das fichas de caderneta em papel/digital.
ͻ Marcação da data da ficha final do módulo.
ͻ Ficha de diagnóstico.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP*: ficha de diagnóstico
*CAP: Caderno de Apoio ao Professor
20
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Módulo Q1
Aulas n.o 3 e 4
100 min
ͻ Massa atómica relativa de um elemento.
Sumário
ͻ Formação de iões.
ͻ Entrega da ficha formativa 1.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 1 a 7 (págs. 7 a 9).
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 1 e 2.
ͻ
Recursos
disponíveis
Apresentação: Elementos químicos: constituição, isótopos e massa atómica relativa
Animação: Átomos e elementos químicos
Animação: Elementos químicos e isótopos
Atividade: Massa atómica relativa
Resolução: Cálculo da massa atómica relativa
Aula n.o 5
50 min
ͻ Modelo da nuvem eletrónica.
Sumário
ͻ Distribuição eletrónica.
ͻ Notação de Lewis.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 8 e 9 (pág. 13).
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 3 a 10.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Modelo atómico atual simplificado
Atividade: Distribuição eletrónica
Teste: Estrutura atómica
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21
Módulo Q1
2. Tabela Periódica
Aulas n.o 6 e 7
100 min
ͻ Evolução histórica da Tabela Periódica.
ͻ Organização da Tabela Periódica.
Sumário
ͻ Relação entre a distribuição eletrónica dos átomos dos elementos e a sua
posição na Tabela Periódica.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Entrega da ficha formativa 2.
ͻ Manual: exercícios 10 e 11 (pág. 19).
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 1 a 4.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Tabela Periódica
Animação: Evolução histórica da Tabela Periódica
Animação: Tabela Periódica dos elementos
Aulas n.o 8 e 9
100 min
ͻ Variação do raio atómico ao longo da Tabela Periódica.
ͻ Variação da energia de ionização ao longo da Tabela Periódica.
Sumário
ͻ A Tabela Periódica como fonte de informação.
ͻ Início da correção da ficha formativa 2.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 12 a 14 (pág. 25).
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 5 a 7.
ͻ
Teste: Tabela Periódica
Aula n.o 10
50 min
ͻ Consolidação da matéria dada.
Sumário
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Conclusão da resolução da ficha formativa 2.
Recursos
disponíveis
22
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 8 e 9.
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Módulo Q1
3. Estrutura molecular – ligação química
Aulas n.o 11 e 12
100 min
ͻ Formação das ligações químicas.
ͻ Ligação covalente.
Sumário
ͻ Ligações simples, duplas e triplas.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Entrega da ficha formativa 3.
ͻ Manual: exercícios 15 e 16 (pág. 29).
ͻ CAP: ficha formativa 3, exercícios 1 a 3.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Ligação química: modelo de ligação covalente
Animação: Ligação química
Atividade: Estrutura de Lewis
Aulas n.o 13 e 14
100 min
ͻ Energia de ligação, comprimento de ligação e ângulo de ligação.
Sumário
ͻ Geometria espacial das moléculas.
ͻ Polaridade das moléculas.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 17 e 18 (pág. 34).
ͻ CAP: ficha formativa 3, exercícios 4 a 7.
Recursos
disponíveis
ͻ
Animação: Energia de ligação e comprimento de ligação
Animação: Geometria espacial das moléculas
Animação: Polaridade de moléculas
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23
Módulo Q1
Aula n.o 15
50 min
ͻ Modelo da ligação iónica.
Sumário
ͻ Modelo da ligação metálica.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Conclusão da resolução da ficha formativa 3.
ͻ CAP: ficha formativa 3, exercícios 8 e 9.
ͻ Manual: exercício 19 (pág. 38).
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Ligação química: modelo de ligação iónica e modelo de ligação
metálica
Teste: Estrutura molecular – ligação química
1. Estrutura atómica
2. Tabela Periódica
3. Estrutura molecular – ligação química
Aulas n.o 16 e 17
100 min
ͻ Consolidação dos conceitos estudados no módulo.
Sumário
Recursos
disponíveis
Aula n.o 18
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos das diferentes fichas elaboradas ao
longo do módulo.
ͻ CAP: fichas formativas 1 e 2, exercícios pendentes das aulas anteriores.
50 min
ͻ Consolidação dos conteúdos abordados.
ͻ Resolução de exercícios.
Sumário
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos das diferentes fichas elaboradas ao
longo do módulo.
ͻ Início da resolução do teste global do Módulo Q1.
Recursos
disponíveis
24
ͻ Manual: teste global Módulo Q1 (pág. 40).
ͻ CAP: fichas formativas 1, 2 e 3, exercícios pendentes das aulas anteriores.
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Módulo Q1
Aulas n.o 19 e 20
100 min
ͻ Revisão dos conceitos fundamentais.
Sumário
ͻ Resolução do teste global do Módulo Q1.
ͻ Preparação para o teste final do Módulo Q1.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: teste global Módulo Q1 (pág. 40).
Aulas n.o 21 e 22
100 min
Sumário
ͻ Teste final do Módulo Q1.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: teste final – Módulo Q1.
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25
Ficha de diagnóstico
Módulo Q1
Módulo Q1
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
1. A tabela seguinte apresenta as temperaturas de fusão e de ebulição de algumas
substâncias.
Substâncias
Temperatura de fusão / °C
Temperatura de ebulição / °C
I
о117,3
78,5
II
о93,9
65,0
III
801
1413
IV
3550
4827
De entre as alternativas que se seguem, selecione a correta.
(A) I. é sólido a 25 °C.
(B) II. é líquido a 80 °C.
(C) III. é líquido a 1000 °C.
(D) IV. é gasoso a 3500 °C.
2. As curvas de aquecimento, A e B, do gráfico ao lado
referem-se ao éter e à acetona, não necessariamente
nesta ordem. Sabe-se que o éter entra em ebulição a
uma temperatura mais baixa do que a acetona.
2.1 Associe as curvas às substâncias mencionadas.
2.2 Com base no gráfico, indique os pontos de fusão
e de ebulição destas substâncias.
3. De entre as opções seguintes, selecione a correta.
(A) Nos átomos, o número de protões é igual ao número de neutrões.
(B) Um elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número de massa A.
(C) Átomos de diferentes elementos podem ter números de massa iguais.
(D) Isótopos de um elemento são átomos que possuem igual número de neutrões e de
protões.
4. Um átomo X possui 16 protões e 18 neutrões.
4.1 O número de eletrões deste átomo é:
(A) 16
(B) 17
(C) 18
(D) 34
4.2 O átomo X representa-se simbolicamente por:
(A)
26
ଵ଼
ଵ଺X
(B)
ଷସ
ଵ଼X
(C)
ଵ଼
ଷସX
(D)
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ଷସ
ଵ଺X
Módulo Q1
5. Um catião X2+ possui o mesmo número de eletrões de um átomo de um gás nobre. Este
átomo de gás nobre tem número atómico, Z, igual a 10 e número massa, A, igual a 20.
O número atómico do elemento X é:
(A) 8
(B) 10
(C) 12
(D) 20
6. Considere os átomos A a G, cuja representação simbólica se apresenta de seguida. As
letras não correspondem a símbolos químicos.
ଵ଺
଼A
ଷହ
ଵ଻B
ଷଶ
ଵ଺C
ଷ଻
ଵ଻D
ଵ଻
଼E
ଶଷ
ଵଵF
ଷଽ
ଵଽG
6.1 Indique:
i) os átomos que possuem igual número de neutrões;
ii) o número de elementos representados.
6.2 Escreva a distribuição eletrónica do ião resultante do átomo F.
7. Selecione a opção que complete corretamente a frase seguinte.
Numa reação química…
(A) os produtos da reação são constituídos pelas mesmas substâncias que os reagentes.
(B) o número total de átomos dos produtos da reação é igual ao número total de átomos
dos reagentes.
(C) não há conservação de massa.
(D) o número de moléculas de reagentes é igual ao número de moléculas de produtos da
reação.
2+
Ϯо
о
ଶି
ଷି
8. Considere os iões: Na+͖ы3+; H+; NOି
ଷ ; Ba ; COଷ ; O ; POସ ; OH .
Escreva as fórmulas químicas dos seguintes compostos:
8.1 carbonato de sódio;
8.2 óxido de alumínio;
8.3 fosfato de hidrogénio;
8.4 hidróxido de bário;
8.5 ácido nítrico.
9. Considere os seguintes esquemas químicos e acerte-os, de acordo com a Lei de Lavoisier.
9.1 P4 + O2 ื P2O5
9.2 ,ы;ĂƋͿнDŐ;K,Ϳ2 ;ĂƋͿื DŐы2 ;ĂƋͿн,2K;ыͿ
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27
Módulo Q1
10. No seguinte extrato da Tabela Periódica estão indicadas as posições relativas de quatro
elementos representativos, assim como a distribuição eletrónica do elemento B. As letras
não correspondem a símbolos químicos.
A
B
C
2-7
D
10.1 Indique o período a que pertence o elemento A.
10.2 Indique os grupos a que pertencem os elementos A e D.
10.3 Qual dos elementos tem tendência para formar iões mononegativos?
10.4 Escreva a distribuição eletrónica do elemento D.
10.5 Indique o elemento de maior raio atómico.
10.6 Qual é o elemento que apresenta maior valor de energia de ionização?
28
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Ficha formativa 1
Módulo
d
Q1
Módulo Q1
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Estrutura atómica
1. As frases que se seguem dizem respeito à constituição do átomo. Complete corretamente
os espaços em branco.
(A) O número atómico, Z, é o número de _____________ de um átomo.
(B) O número de massa, A, é a soma do número de _____________ e de _____________
existentes num átomo.
(C) Elemento químico é o conjunto de todos os átomos com mesmo _____________.
(D) Isótopos são átomos com o mesmo número de _____________.
(E) Ao captar ou ceder _____________, os átomos transformam-se em partículas com carga
elétrica denominadas por _____________.
(F) Os catiões apresentam carga elétrica _____________ porque os átomos de onde provêm
_____________ um ou mais eletrões.
(G) Os _____________ apresentam carga elétrica negativa porque os átomos que os
originaram _____________ um ou mais eletrões.
2. hŵĄƚŽŵŽyƉŽƐƐƵŝϮϮĞůĞƚƌƁĞƐĞϮϲŶĞƵƚƌƁĞƐ͘ĞĞŶƚƌĞĂƐŽƉĕƁĞƐĚĞ;AͿĂ;DͿ͕ selecione a
que completa de forma correta a frase seguinte.
O número atómico, o número de massa e a representação simbólica do átomo X são,
respetivamente,…
(A) 48, 22 e 48
22X.
(B) 22, 48 e 22
48X.
(C) 48, 22 e 22
48X.
(D) 22, 48 e 48
22X.
3. Considere o ião ଵ଺଼Oଶି . O número de protões, o número de neutrões e o número de
eletrões deste ião são, respetivamente,…
(A) 8, 16 e 10.
(B) 8, 8 e 10.
(C) 8, 8 e 8.
(D) 10, 8 e 10.
4. Um átomo X possui 19 protões, 20 neutrões e 19 eletrões. Selecione a representação
simbólica que corresponde a um isótopo deste elemento.
(A)
ସ଴
ଵଽX
(B)
ଷଽ
ଵଽX
(C)
ଵଽ
ଷଽX
(D)
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ଵଽ
ସ଴X
29
Módulo Q1
5. Considere o elemento metálico cálcio, Ca. Os átomos deste metal têm 20 protões e
ionizam-se facilmente, cedendo dois eletrões.
5.1 Complete corretamente o quadro seguinte.
Número
de protões
Partícula
Carga nuclear
Número
de eletrões
Carga elétrica
total
Átomo de cálcio
Ião cálcio
5.2 Complete a equação de ionização do átomo de cálcio, escrevendo a fórmula química
do ião formado.
Ca ՜ _____________ + 2 eо
6. Considere os iões monoatómicos SϮо e Aы3+. Sabendo que os átomos de enxofre e de
alumínio têm, respetivamente, carga nuclear +16 e +13, indique o número de protões e de
eletrões de cada um dos iões indicados.
7. Considere as seguintes representações simbólicas de uma amostra de átomos:
ଵ଺
଼A
ଵ଻
଼B
ଵ଼
଼C
ଶସ
ଵଶD
ଶ଺
ଵଶE
ଷ଺
ଵ଺F
ଷହ
ଵ଻G
ଷ଻
ଵ଻H
ଷ଻
ଵ଼I
As letras não correspondem a símbolos químicos.
7.1 Indique:
i) o número de átomos diferentes representados;
ii) o número de elementos presentes neste conjunto;
iii) os átomos que são isótopos entre si, justificando.
7.2 Os átomos A, B e C são isótopos, sendo as suas abundâncias relativas 99,76%, 0,04% e
0,20%, respetivamente. As suas massas isotópicas relativas são, respetivamente, 16,0,
17,0 e 18,0. Determine a massa atómica relativa do elemento do qual fazem parte
estes átomos.
8. Escreva as configurações eletrónicas dos seguintes átomos e iões.
30
8.1
10Ne
8.2
о
17Cы
8.3
13Aы
8.4
20Ca
8.5
15P
3+
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Módulo Q1
9. O átomo de enxofre, S, possui 16 eletrões.
9.1 Escreva a distribuição eletrónica deste átomo.
9.2 Indique para este átomo:
i) o número de eletrões que ocupam o nível de maior energia;
ii) o número de eletrões de valência;
iii) o número de protões;
iv) a carga nuclear.
10. A distribuição eletrónica do ião óxido, OϮо, é 2-8.
10.1 O ião óxido é um catião ou um anião?
10.2 Selecione a alternativa que completa corretamente a frase seguinte.
Os iões OϮо formam-se a partir dos átomos de oxigénio, O, por…
(A) cedência de um eletrão.
(B) ganho de um eletrão.
(C) cedência de dois eletrões.
(D) ganho de dois eletrões.
10.3 Escreva a distribuição eletrónica dos átomos de oxigénio.
10.4 Selecione a opção correta.
(A) A carga nuclear de OϮо é inferior à carga nuclear do átomo de oxigénio.
(B) A carga nuclear de OϮо é superior à carga nuclear do átomo de oxigénio.
(C) O número de protões de OϮо é igual ao número de protões de O.
(D) Prevê-se que o tamanho da nuvem eletrónica do átomo de oxigénio, O, seja
superior ao tamanho da nuvem eletrónica do ião OϮо.
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31
Ficha formativa 2
Módulo
d
Q1
Módulo Q1
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Tabela Periódica
1. De entre as alternativas seguintes, selecione a correta.
(A) Na Tabela Periódica os elementos estão colocados por ordem decrescente do seu
número atómico.
(B) Os elementos de um mesmo grupo da Tabela Periódica apresentam propriedades
químicas diferentes.
(C) Os elementos de um mesmo grupo da Tabela Periódica apresentam o mesmo número
de eletrões, no último nível de energia.
(D) Os elementos de um mesmo período da Tabela Periódica apresentam propriedades
químicas semelhantes.
2. Os átomos dos elementos A, B e C apresentam as seguintes configurações eletrónicas:
A: 2-8-5
B: 2-8-18-7
C: 2-8-2
Com base nas distribuições eletrónicas destes átomos selecione, de entre as afirmações
seguintes, a que não está correta.
(A) O elemento A é um não-metal.
(B) O elemento B é um halogéneo.
(C) Os elementos A e C pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica.
(D) Os elementos A e C pertencem ao mesmo ao mesmo período da Tabela Periódica.
3. Considere o quadro seguinte.
Elemento
Número de níveis
de energia
Carga nuclear
Número
de eletrões
de valência
Número atómico,
Z
A
3
a
1
b
B
c
+17
7
d
C
1
e
f
1
D
3
g
2
h
3.1 Substitua as letras de a a h pelos valores numéricos correspondentes.
3.2 Escreva a distribuição eletrónica de A.
3.3 Que nome se dá à família dos elementos que se situam, na Tabela Periódica, no grupo
a que o elemento B pertence?
3.4 Indique o grupo e o período da Tabela Periódica a que o elemento C pertence.
32
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Módulo Q1
4. Considere o seguinte excerto da Tabela Periódica. As letras que nela figuram não
correspondem a símbolos químicos.
4.1 De entre os elementos inscritos no excerto da Tabela Periódica, indique:
i) os elementos do 4.o período;
ii) os elementos do grupo 16;
iii) os elementos do mesmo período que formam facilmente catiões;
iv) ŽŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽĚŽĞůĞŵĞŶƚŽDĞĞƐĐƌĞǀĂĂƐƵĂĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽĞůĞƚƌſŶŝĐĂ͘
4.2 A que grupo e período da Tabela Periódica pertencem os elementos C, H e L?
4.3 YƵĞŶŽŵĞƚġŵ͕ŐĞŶĞƌŝĐĂŵĞŶƚĞ͕ŽƐĞůĞŵĞŶƚŽƐƋƵĞƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽŵĞƐŵŽŐƌƵƉŽĚĞD͍
5. O ião Bо apresenta a seguinte distribuição eletrónica: 2-8.
Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte.
O átomo B, correspondente a este ião, é…
(A) um gás nobre do 2.o período da Tabela Periódica.
(B) um metal alcalinoterroso do 3.o período da Tabela Periódica.
(C) um halogéneo do 2.o período da Tabela Periódica.
(D) um metal alcalino do 3.o período da Tabela Periódica.
6. Considere as distribuições eletrónicas dos elementos X, Z, Y, e T, em que as letras não
representam símbolos químicos.
X: 2
Z: 2-8-2
Y: 2-2
T: 2-8-8-2
De entre estes elementos, o que apresenta maior energia de ionização é…
(A) o elemento Y.
(B) o elemento Z.
(C) o elemento T.
(D) o elemento X.
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33
Módulo Q1
7. Os átomos de dois elementos A e B apresentam,
respetivamente, as distribuições eletrónicas esquematizadas ao
lado.
A respeito destes dois elementos pode dizer-se que…
(A) apresentam o mesmo número de neutrões.
(B) são metais.
(C) pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica.
(D) a energia de ionização de A é superior à energia de ionização de B.
8. A distribuição eletrónica de um elemento X é a seguinte: 2-8-6.
8.1 Quantos níveis de energia estão completamente preenchidos?
8.2 Indique o grupo e o período a que o elemento X pertence, na Tabela Periódica.
8.3 Considere o elemento Y, do mesmo período de X mas localizado imediatamente à sua
esquerda. De entre as afirmações que se seguem, selecione a correta.
(A) ƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;yͿхƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;zͿ͖Ei ;yͿхEi ;zͿ͘
(B) ƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;yͿфƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;zͿ͖Ei ;yͿхEi ;zͿ͘
(C) ƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;yͿхƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;zͿ͖Ei ;zͿхEi ;yͿ͘
(D) ƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;yͿфƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ;zͿ͖Ei ;zͿ хEi ;yͿ͘
9. Considerando a posição dos elementos na Tabela Periódica e as tendências apresentadas
pelas propriedades periódicas dos elementos, pode afirmar-se que…
(A) um átomo de halogéneo que pertence ao 4.o período apresenta menor energia de
ionização do que um átomo de alcalinoterroso do mesmo período.
(B) um metal alcalino do 3.o período apresenta maior raio atómico do que um metal
alcalinoterroso do mesmo período.
(C) um átomo de gás nobre do 2.o período possui maior raio atómico do que um gás
nobre do 4.o período.
(D) um átomo de um elemento do grupo 14 apresenta maior energia de ionização do que
um átomo do grupo 16 e do mesmo período.
34
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Ficha formativa 3
Módulo
d
Q1
Módulo Q1
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Ligação química
1. De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) As ligações químicas formam-se porque os átomos tendem a encontrar o estado mais
estável, de maior energia.
(B) Uma ligação covalente é uma ligação química em que há transferência de dois ou mais
eletrões de valência entre os átomos envolvidos na ligação.
(C) Numa molécula que possui um par de eletrões ligantes, a ligação entre os átomos é
covalente simples.
(D) De entre as ligações covalentes simples, duplas e triplas, a ligação de menor
comprimento é a ligação covalente simples.
2. A molécula de nitrogénio, N2, forma-se por partilha de seis eletrões pelos seus dois átomos.
2.1 Que nome se dá à ligação estabelecida pelos dois átomos de nitrogénio?
2.2 Selecione a afirmação correta.
(A) A ligação entre os átomos de nitrogénio é covalente dupla.
(B) Os dois átomos de nitrogénio partilham seis pares de eletrões.
(C) KƐ ĞůĞƚƌƁĞƐ ƉĂƌƚŝůŚĂĚŽƐŶĂůŝŐĂĕĆŽƉƌŽǀġŵĚĂĐĂŵĂĚĂŵĂŝƐĞdžƚĞƌŶĂ;ĐĂŵĂĚĂĚĞ
ǀĂůġŶĐŝĂͿĚĞĐada um dos átomos.
(D) A energia dos átomos de nitrogénio separados é inferior à energia dos átomos da
molécula de nitrogénio.
3. Considere as substâncias elementares oxigénio, O2, e cloro, Cы2.
Dados: 8O; 17Cы
Selecione as afirmações corretas e corrija as falsas.
(A) A molécula de cloro, Cы2, possui um eletrão ligante.
(B) Nas moléculas de cloro e de oxigénio nem todos os eletrões são partilhados nas
ligações.
(C) Nas moléculas de cloro e de oxigénio a ligação entre os átomos é covalente dupla.
(D) Nas moléculas de oxigénio existem quatro pares de eletrões não-partilhados.
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35
Módulo Q1
4. A ligação entre os átomos de oxigénio na espécie química O2 é covalente dupla e na
espécie química Oଶି
ଶ é covalente simples. Uma destas espécies tem uma energia de ligação
de 146 kJ molо1, enquanto a energia de ligação da outra espécie é 498 kJ molо1. Quanto aos
comprimentos de ligação, um tem 121 pm e o outro 148 pm.
4.1 Escreva as fórmulas de estrutura de Lewis de O2 e Oଶି
ଶ .
4.2 Preencha a tabela seguinte, fazendo corresponder a cada espécie química a energia e
o comprimento de ligação respetivos.
‫۽‬૛ି
૛
O2
о1
Energia de ligação / kJ mol
Comprimento de ligação / pm
5. O número atómico do hidrogénio é 1, o do carbono é 6 e o do nitrogénio é 7. Com base
nestes dados, selecione a fórmula de estrutura correta do cianeto de hidrogénio, HCN.
6. Os elementos químicos que apresentam o último nível de energia incompleto mas com
bastantes eletrões podem alcançar uma estrutura eletrónica mais estável, ligando-se uns
aos outros.
6.1 De que forma se podem ligar dois átomos que necessitem de ganhar eletrões?
6.2 Um elemento situa-se no 2.o período e no grupo 14 da Tabela Periódica e outro no
3.o período e no grupo 17. Escreva a fórmula de estrutura e a molecular mais provável,
do composto formado por estes dois elementos.
7. Relacione as fórmulas moleculares da coluna I com a geometria das respetivas moléculas,
da coluna II.
Dados: 1H; 6C; 7N; 16S; 17Cы
I
36
II
(A) NH3
1. Linear
(B) CS2
2. Piramidal trigonal
(C) CCы4
3. Tetraédrica
(D) H2O
4. Angular
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Módulo Q1
8. Selecione a opção correta.
(A) Energia de ligação é a energia consumida quando se forma a ligação.
(B) A ligação iónica estabelece-se entre dois átomos por transferência de qualquer dos
seus eletrões.
(C) Em geral, a ligação metálica é tanto mais forte quanto menor for o número de
eletrões de valência dos átomos do metal e quanto maior for a carga nuclear.
(D) Numa ligação metálica os eletrões livres movem-se no interior do metal, sendo
partilhados por todos os átomos, formando uma nuvem eletrónica.
9. Estabeleça a correspondência correta entre as substâncias da coluna I e as ligações
químicas mencionadas na coluna II.
I
II
(A) Cloro, Cы2
1. Iónica
(B) Cloreto de cálcio, CaCы2
2. DĞƚĄůŝĐĂ
(C) Nitrogénio, N2
3. Covalente simples apolar
(D) Fluoreto de hidrogénio, HF
4. Covalente simples polar
(E) Zinco, Zn
5. Covalente tripla apolar
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37
Trabalhos de projeto
Para integrar os conhecimentos adquiridos ao longo do módulo sugere-se que se
proponham ao aluno pequenos projetos de trabalho que aprofundem os conceitos
trabalhados.
Os projetos poderão ser apresentados de modos diversos, dependendo dos recursos da
escola/alunos, e poderão constar de um portefólio global da turma ou do grupo de alunos.
Sugerem-se em seguida alguns trabalhos para os diferentes subtemas do módulo Q1.
1. Estrutura atómica
Para este tema propõe-se uma pesquisa sobre a «A evolução histórica dos modelos
atómicos até ao modelo atual, acentuando as contribuições dos diversos cientistas para essa
evolução.»
2. Tabela Periódica
2.1 Pesquisa
Propõe-se uma pesquisa sobre a «Evolução histórica da organização dos elementos até à
atual Tabela Periódica», acentuando a contribuição dos diversos cientistas.
2.2 Póster
Construção de um póster da Tabela Periódica, constituído por «casas» da Tabela Periódica,
em que algumas das 23 primeiras «casas» deverão ser preenchidas com: símbolo, número
atómico, número de massa, estado físico, distribuição eletrónica, densidade, raio atómico e
energia de ionização.
2.3 Atividade laboratorial
Realização de uma atividade laboratorial relacionada com os conteúdos estudados, como
por exemplo a determinação da densidade relativa de um metal.
Antes de iniciar a atividade o professor poderá exemplificar a medição de massas de sólidos
e de líquidos, volumes de sólidos e líquidos, conceitos de massa e volume médios resultantes
das várias medições e respetivos erros, assim como a utilização de picnómetros.
Em seguida, o Professor deverá distribuir o protocolo da atividade experimental aos
diferentes grupos de alunos.
Poder-se-á medir a densidade de diferentes metais disponíveis.
No final do trabalho os alunos deverão comparar o valor experimental obtido com o valor
tabelado, e eventualmente justificar as diferenças obtidas.
38
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Módulo Q1
Módulo Q1
Proposta de Protocolo – Densidade relativa de metais
Objetivo: Determinar a densidade relativa de metais por picnometria.
Material: balança; amostra de um sólido insolúvel; picnómetro de sólidos; papel absorvente;
esguicho de água desionizada.
Procedimento experimental
1. Registar a precisão da balança.
2. Medir a massa da amostra, m, e registar o respetivo valor (A).
3. Encher o picnómetro com água desionizada até ao traço de referência, evitando a
formação de bolhas de ar.
4. Medir a massa do picnómetro com água até ao traço de referência com a amostra ao
lado, mp, e registar esse valor (B).
5. Introduzir a amostra dentro do picnómetro.
6. Limpar o picnómetro com papel absorvente por fora e garantir que o nível de água fica
pelo traço de referência do picnómetro.
7. Registar a massa, m’p, do picnómetro com a água e a amostra no seu interior (C).
8. Repetir duas vezes os procedimentos de 2. a 7.
Informação: para evitar a formação de bolhas de ar, deve deixar-se escorregar a água
lentamente pelas paredes do picnómetro e, em seguida, colocar rapidamente a tampa na
vertical.
(B)
(A)
(C)
Registo de resultados
O registo de resultados pode ser apresentado num quadro como o seguinte.
Massa da
amostra / g
Massa do picnómetro com Massa do picnómetro com
a água e a amostra ao
a água e a amostra no
lado / g
interior / g
o
m1
mp1
m'p1
o
m2
mp2
m'p2
o
m3
mp3
m'p3
1. ensaio
2. ensaio
3. ensaio
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Precisão da
balança
x
39
Módulo Q1
Tratamento de resultados
Para determinar a densidade relativa da amostra, deverá calcular:
1. a massa média da amostra: ݉amostra
2. a massa média do picnómetro com a água e a amostra ao lado, ݉p
3. a massa média do picnómetro com a água e a amostra no interior, ݉’p
4. a massa de água deslocada pela amostra: ݉’ = ݉p о݉’p
ഥ
௠
, uma vez que a água deslocada tem o mesmo
5. a densidade relativa da amostra: d = ௠
ഥᇲ
volume da amostra sólida.
O aluno deve comparar o valor obtido para a densidade relativa do metal em estudo com o
valor tabelado.
3. Estrutura molecular – ligação química
Recorrendo a modelos existentes no laboratório, os alunos deverão ligar átomos entre si
com a finalidade de interpretar como se ligam, de modo a formarem novas unidades
estruturais – moléculas –, de acordo com as diferentes ligações químicas.
40
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Propostas de trabalho por áreas de curso profissional
Módulo
Áreas de curso profissional
ͻ Saúde
ͻ Produção agrícola e animal
ͻ Tecnologia dos processos químicos
Q1
ͻ Metalurgia e metalomecânica
ͻ Eletrónica e automação
ͻ Ciências informáticas
ͻ Eletricidade e energia
Módulo Q1
Propostas de trabalho
ͻ Construção de modelos moleculares de
moléculas simples relevantes no corpo
humano, tais como O2, H2O e CO2, e de
outras com impacto no ambiente e na
saúde, tais como CH4, NO2, SO2 e O3.
ͻ Pesquisa sobre materiais bons condutores
de eletricidade.
ͻ Trabalho de pesquisa sobre o silício,
elemento utilizado nos circuitos integrados.
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41
Teste final – Módulo Q1
Módulo Q1
1. Objeto de avaliação
No teste final – Módulo Q1, a aprendizagem passível de avaliação no âmbito do elenco
modular será avaliada numa prova escrita de duração limitada, enquadrada por um conjunto
de capacidades, nomeadamente:
ͻ interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
ͻ elaboração e interpretação de representações gráficas;
ͻ interpretação de dados;
ͻ interpretação de fontes de informação diversas;
ͻ produção de textos.
Não sendo relevante para a construção da prova de avaliação a valorização relativa de cada
um dos temas organizadores, todos os conteúdos neles constantes e indicados no quadro
seguinte serão passíveis de serem abordados.
Quadro 1 – Matriz
MÓDULO Q1
Cotação
(em pontos)
1. Estrutura atómica
2. Tabela Periódica
3. Estrutura molecular –
ligação química
1.1 Elementos químicos:
constituição, isótopos e
massa atómica relativa.
1.2 Modelo atómico
atual simplificado.
2.1 Tabela Periódica:
evolução e organização
atual.
2.2 Propriedades periódicas
dos elementos.
3.1 Ligação química: modelo
de ligação covalente.
3.2 Ligação química: modelo
de ligação iónica e modelo de
ligação metálica.
60 a 80
70 a 100
30 a 60
2. Características e estrutura
O teste contém um número variável de itens referentes a: Estrutura atómica, Tabela
Periódica e Estrutura molecular – ligação química.
Todos os itens são de resposta obrigatória.
Alguns itens podem conter informações fornecidas por meio de diferentes suportes, como
por exemplo textos, figuras, tabelas e gráficos.
A tipologia dos itens, o seu número e a cotação por item apresentam-se no quadro
seguinte:
42
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Módulo Q1
Quadro 2 – Tipologia, número de itens e cotação
Tipologia de itens
Número de itens
Cotação por item
(em pontos)
Itens de seleção
ͻ Escolha múltipla
ͻ Ordenação
5a8
7
Itens de construção
ͻ Resposta curta
ͻ Resposta restrita
ͻ Cálculo
6 a 21
5 a 12
É fornecida a cotação por item na última página do teste.
O teste não inclui formulário nem Tabela Periódica.
3. Critérios de classificação
A classificação a atribuir a cada resposta resulta da aplicação dos critérios gerais e dos
critérios específicos de classificação apresentados para cada item e é expressa por um número
inteiro, previsto na grelha de classificação.
A um item não respondido ou anulado (resposta ilegível) é atribuída a cotação de zero
pontos.
Qualquer item, mesmo que a resposta apresente um resultado aparentemente certo, será
penalizado em termos de cotação se não forem apresentados os cálculos essenciais ou faltar a
justificação, quando pedida.
Se a resolução de um item apresentar erro exclusivamente imputável à resolução de um
item anterior, será atribuída à resposta em causa a respetiva cotação, desde que o grau de
dificuldade se mantenha.
A falta ou a utilização incorreta das unidades das grandezas físicas e/ou químicas será
penalizada.
As justificações deverão ser sucintas e claras, pelo que serão penalizadas as respostas cuja
redação conduza a dificuldades de interpretação.
Se o aluno responder a um mesmo item mais do que uma vez, não eliminando
inequivocamente a(s) resposta(s) que não deseja que seja(m) classificada(s), deve ser
considerada apenas a resposta que surgir em primeiro lugar.
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43
Módulo Q1
ITENS DE SELEÇÃO
Escolha múltipla
A cotação total do item é atribuída às respostas que apresentem de forma inequívoca a
única opção correta.
São classificadas com zero pontos as respostas em que seja assinalada:
ͻ uma opção incorreta;
ͻ mais do que uma opção.
Não há lugar a classificações intermédias.
ITENS DE CONSTRUÇÃO
Resposta curta
Os critérios de classificação dos itens de resposta curta podem apresentar-se organizados
por níveis de desempenho.
Nos itens em que os critérios específicos não se apresentem organizados por níveis de
desempenho, as respostas corretas são classificadas com a cotação total do item e as
respostas incorretas são classificadas com zero pontos. Nestes casos, não há lugar a
classificações intermédias.
Se a resposta contiver elementos contraditórios ou que excedam o solicitado, deve ser
classificada com zero pontos.
Resposta restrita
Os critérios de classificação dos itens de resposta restrita apresentam-se organizados por
níveis de desempenho. A cada nível de desempenho corresponde uma dada pontuação.
As respostas, se o seu conteúdo for considerado cientificamente válido e adequado ao
solicitado, podem não apresentar exatamente os termos e/ou as expressões constantes dos
critérios específicos de classificação, desde que a linguagem usada em alternativa seja
adequada.
Se a resposta contiver elementos contraditórios, deve ser classificada com zero pontos.
4. Material
Os alunos apenas podem usar, como material de escrita, caneta ou esferográfica de tinta
indelével, azul ou preta.
Não é permitido o uso de corretor e de lápis.
É permitido o uso de máquina de calcular gráfica, desde que em modo de exame.
5. Duração
A prova tem a duração de 90 minutos.
44
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Módulo Q1
Teste final – Módulo Q1
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________
Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________
Grupo I
1. De entre as seguintes afirmações, selecione a correta.
(A) As partículas constituintes dos núcleos são os protões e os eletrões.
(B) O protão é uma partícula de carga elétrica unitária e positiva.
(C) Num átomo, o número de protões é sempre igual ao número de neutrões.
(D) A massa do protão é praticamente igual à massa do eletrão.
2. Um átomo do elemento potássio, K, tem o número atómico, Z, igual a 19 e o número de
massa, A, igual 39.
De entre as representações simbólicas dos átomos A, B, C e D, selecione a que corresponde
ao átomo que possui o mesmo número de neutrões que este átomo de potássio.
(A)
ଷଽ
ଶ଴A
(B)
ଶ଴
ଵଽB
(C)
ହ଼
ଷଽC
(D)
ଷ଼
ଵ଼D
3. Tenha em atenção as seguintes afirmações:
I.
Os isótopos são átomos do mesmo elemento mas com diferente número de neutrões.
II.
O número atómico de um elemento corresponde ao número de protões no núcleo de
um átomo.
III. O número de massa corresponde à soma do número de protões e do número de
eletrões de um elemento.
De entre as opções seguintes, selecione a correta.
(A) Apenas está correta a afirmação I.
(B) Apenas está correta a afirmação II.
(C) Apenas está correta a afirmação III.
(D) Apenas estão corretas as afirmações I. e II.
4. Considere as representações simbólicas dos átomos X, Y, Z, W, T e U, em que as letras não
representam símbolos químicos.
଺
ଷX
ଵଶ
଺Y
଻
ଷZ
ଶଷ
ଵଵW
ଷହ
ଵ଻T
ଵଷ
଺U
4.1 Indique o número de elementos representados.
4.2 Indique os átomos que são isótopos.
4.3 Escreva a distribuição eletrónica dos átomos do elemento T.
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45
Módulo Q1
4.4 De entre as afirmações que se seguem, selecione a correta.
(A)
(B)
(C)
(D)
O número de massa de Y é igual ao número de massa de U.
Os átomos do elemento W têm tendência a formar iões negativos.
A distribuição eletrónica dos átomos dos átomos Y e U é a mesma.
Os átomos do elemento T têm tendência a formar catiões.
5. Selecione a afirmação correta.
(A) Todos os níveis de energia contêm o mesmo número de eletrões.
(B) O nível de menor energia é o nível 1.
(C) Os níveis de energia que se preenchem em primeiro lugar são os de energia mais
elevada.
(D) O número total de eletrões que os níveis 1, 2 e 3 comportam, no máximo, são
respetivamente 18, 8 e 2.
Grupo II
1. Considere os elementos representados pelas letras A, B, C e D.
ଶ଺
ଵଷA
ଵ଺
଼B
ଶ଻
ଵଷC
ଷଶ
ଵ଺D
De entre as alternativas seguintes, selecione a correta.
(A) A e C são átomos do mesmo elemento.
(B) B e D são átomos de elementos que pertencem ao mesmo período da Tabela
Periódica.
(C) A e D possuem igual número de neutrões.
(D) Os átomos do elemento D formam facilmente iões bipositivos, D2+.
2. Um elemento químico, representado genericamente por X, situa-se no grupo 2 e no
3.o período da Tabela Periódica.
2.1 Escreva a distribuição eletrónica dos átomos deste elemento.
2.2 Indique o número de eletrões de valência dos átomos deste elemento.
2.3 Escreva a equação química que traduz a formação dos iões provenientes destes átomos.
2.4 Que relação existe entre o número de eletrões do ião proveniente de X e o número de
eletrões do gás nobre que o antecede?
3. Considere os seguintes átomos: 18A, 17B, 11C e 2D.
3.1 Escreva a distribuição eletrónica dos átomos destes elementos.
3.2 Indique:
i) o grupo da Tabela Periódica a que cada um destes elementos pertence;
ii) o período da Tabela Periódica a que cada um destes elementos pertence.
46
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Módulo Q1
3.3 Coloque estes elementos por ordem crescente:
i) de energia de ionização;
ii) de raios atómicos.
Grupo III
1. O elemento D, genericamente representado por W, apresenta a seguinte distribuição
eletrónica: 2-8-6.
1.1 Indique o grupo e o período da Tabela Periódica a que este elemento pertence.
1.2 O raio atómico do elemento W é maior ou menor do que o do elemento Y, do mesmo
período, localizado à esquerda de W?
1.3 O elemento W reage com o hidrogénio, 1H, formando um composto covalente.
Escreva a fórmula molecular deste composto.
1.4 Usando a notação de Lewis (diagrama de pontos e cruzes), represente a estrutura da
molécula do referido composto.
2. Considere os átomos dos seguintes elementos:
1H
8O
11Na
13ы
17ы
15P
19K
2.1 Quais destes elementos pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica?
2.2 Indique dois elementos com propriedades químicas análogas.
2.3 Para as questões seguintes, considere o composto óxido de sódio.
i) Escreva a respetiva fórmula química.
ii) Caracterize o tipo de ligação entre os átomos.
2.4 O fósforo, P, pode combinar-se com o hidrogénio, H. Que fórmula química prevê para
o composto resultante?
Grupo
I
II
III
1.
7
1.
7
1.1.
6
2.
7
2.1.
8
1.2.
10
3.
7
2.2
5
1.3.
10
4.1
7
2.3
10
1.4.
10
Item
Cotação (em pontos)
4.2
4.3
4.4
5
5
7
2.4.
3.1.
3.2 i)
10
7
6
2.1.
2.2
2.3 i)
5
5
7
5.
7
3.2 ii)
6
2.3 ii)
6
TOTAL
52
3.3 i)
10
2.4
10
3.3 ii)
10
79
69
200
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47
Trabalho de recuperação de módulo
Módulo Q1
Apresenta-se aqui informação relativa à prova de recuperação modular do Módulo Q1:
ͻ objeto de avaliação;
ͻ características;
ͻ critérios de classificação;
ͻ material;
ͻ duração.
1. Objeto de avaliação
No teste de recuperação do Módulo Q1 é proposto um trabalho escrito em que serão
avaliadas as aprendizagens correspondentes aos três subtemas num trabalho individual
escrito, com duração limitada (90 min), enquadrado por um conjunto de competências, que
poderão incluir:
ͻ interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
ͻ elaboração e interpretação de representações gráficas;
ͻ interpretação de dados;
ͻ interpretação de fontes de informação diversas;
ͻ produção de textos.
2. Características da prova
Modalidade da prova: trabalho escrito.
Elaboração: O trabalho é individual e poderá ser elaborado com consulta do manual e de
outras fontes bibliográficas, nomeadamente da internet; deverá ser elaborado num
processador de texto, como o Microsoft Word®, e deverá ser escrito utilizando as próprias
palavras do aluno, sem plágio.
Apresentação: O tipo de letra a utilizar deverá ser Arial, tamanho 11 e espaçamento 1,5.
O texto deverá ser justificado.
3. Temas propostos
ͻ A evolução histórica dos modelos atómicos, com especial referência ao modelo atual,
acentuando as contribuições dos diversos cientistas.
ͻ Evolução histórica da organização dos elementos químicos até à atual Tabela Periódica,
escolhendo um elemento representativo e um de transição dessa Tabela, caracterizando
cada um deles através das informações contidas na «casa» respetiva.
ͻ Apresentação dos diferentes tipos de ligação química. Explicar a formação da ligação
iónica, ligação covalente e ligação metálica, apresentando esquemas e dando exemplos
de substâncias que apresentem cada um dos tipos de ligação.
48
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Módulo Q1
Módulo Q1
4. Critérios de classificação
Propõe-se que a classificação a atribuir ao trabalho seja distribuída do seguinte modo:
ͻ capa e índice – 20 pontos;
ͻ folha de rosto – 10 pontos;
ͻ desenvolvimento do trabalho – 150 pontos;
ͻ grafismo – 10 pontos;
ͻ bibliografia detalhada – 10 pontos.
FIM
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49
^ŽůƵĕƁĞƐ
Módulo Q1
Fichas
Ficha de diagnóstico – Módulo Q1
1.
2.1
2.2
3.
4.1
4.2
5.
6.1
6.2
7.
8.1
8.2
8.3
8.4
8.5
9.1
9.2
10.1
10.2
10.3
10.4
10.5
10.6
Opção (C). As restantes estão incorretas porque: (A) /ĠůşƋƵŝĚŽĂϮϱΣ͕ƉŽŝƐĨƵŶĚĞĂоϭϭϳ͕ϯΣĞǀĂƉŽƌŝnjĂĂϳϴ͕ϱ °C.
(B) //ĠŐĂƐŽƐŽĂϴϬΣ͕ƉŽŝƐǀĂƉŽƌŝnjĂĂϲϱΣ͘(D) IV é sólido a ϯϱϬϬ Σ͕ƉŽŝƐƐſǀĂƉŽƌŝnjĂĂϰϴϮϳΣ͘
ĐƵƌǀĂĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞĂƵŵĂƐƵďƐƚąŶĐŝĂĐŽŵƉŽŶƚŽĚĞĞďƵůŝĕĆŽŵĂŝƐďĂŝdžŽ͗ŽĠƚĞƌ͘ĐƵƌǀĂĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞăĂĐĞƚŽŶĂ͘
ƚĞƌ͗ƉŽŶƚŽĚĞĨƵƐĆŽсоϭϭϲΣĞƉŽŶƚŽĚĞĞďƵůŝĕĆŽсϯϱΣ͘
ĐĞƚŽŶĂ͗ƉŽŶƚŽĚĞĨƵƐĆŽсоϵϱΣĞƉŽŶƚŽĚĞĞďƵůŝĕĆŽсϱϲΣ͘
Opção (C). As restantes estão incorretas porque: (A) EŽƐĄƚŽŵŽƐŽŶƷŵĞƌŽĚĞƉƌŽƚƁĞƐĠŝŐƵĂůĂŽŶƷŵĞƌŽĚĞĞůĞƚƌƁĞƐ͘
(B) KƋƵĞĐĂƌĂĐƚĞƌŝnjĂƵŵĞůĞŵĞŶƚŽƋƵşŵŝĐŽĠŽƐĞƵŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽ͕Z. (D) /ƐſƚŽƉŽƐĚĞƵŵĞůĞŵĞŶƚŽƐĆŽĄƚŽŵŽƐ
ĐŽŵŝŐƵĂůŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽ͘
Opção (A)͕ƉŽƌƋƵĞŶƵŵĄƚŽŵŽŽŶƷŵĞƌŽĚĞƉƌŽƚƁĞƐĠŝŐƵĂůĂŽŶƷŵĞƌŽĚĞĞůĞƚƌƁĞƐ͘
o
o
o
Opção (D). A = n. ƉƌŽƚƁĞƐнŶ͘ ŶĞƵƚƌƁĞƐื A сϭϲнϭϴсϯϰ͘A = n. ƉƌŽƚƁĞƐ՜ Z сϭϲ͘ ଷସ
ଵ଺X .
Opção (C). Z;ŐĄƐŶŽďƌĞͿсϭϬ͖Z;yͿсZ;ŐĄƐŶŽďƌĞͿнϮ՜ Z;yͿсϭϬнϮсϭϮ͘
i) D e G.
o
o
D: n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсо ՜ n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсϯϳо ϭϳсϮϬ͘
o
o
G: n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсо ՜ n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсϯϵо ϭϵсϮϬ͘
ii) ^ĆŽĐŝŶĐŽŽƐĞůĞŵĞŶƚŽƐƋƵşŵŝĐŽƐƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂĚŽƐ͕ƉŽƌƋƵĞĞƐĆŽĄƚŽŵŽƐĚŽŵĞƐŵŽĞůĞŵĞŶƚŽ͕ƚĂůĐŽŵŽĞ͘
ଶଷ
ଵଵF ͘ ŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽ ĞůĞƚƌſŶŝĐĂ͗ Ϯ-ϴ-ϭ͘ŽŵŽ ƉŽƐƐƵŝ Ƶŵ ĞůĞƚƌĆŽ ĚĞ ǀĂůġŶĐŝĂ͕ & ƚĞŵ ƚĞŶĚġŶĐŝĂ ƉĂƌĂ ĐĞĚĞƌ ĞƐƐĞ ĞůĞƚƌĆŽ͕
н
о
н
ŽƌŝŐŝŶĂŶĚŽƵŵŝĆŽŵŽŶŽƉŽƐŝƚŝǀŽ͗&ื & нĞ ͘& ƉŽƐƐƵŝĚĞnjĞůĞƚƌƁĞƐĞĂƐƵĂĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽĞůĞƚƌſŶŝĐĂĠϮ-ϴ͘
Opção (B). As restantes estão incorretas porque: (A) ŽǀĞƌŝĨŝĐĂƌ-ƐĞƵŵĂƌĞĂĕĆŽƋƵşŵŝĐĂŽďƚĠŵ-ƐĞŶŽǀĂƐƐƵďƐƚąŶĐŝĂƐ͕
os produtos da reação. (C) ĞĂĐŽƌĚŽĐŽŵĂ>ĞŝĚĞ>ĂǀŽŝƐŝĞƌŚĄĐŽŶƐĞƌǀĂĕĆŽĚĂŵĂƐƐĂ͘(D) KŶƷŵĞƌŽĚĞŵŽůĠĐƵůĂƐĚĞ
ƌĞĂŐĞŶƚĞƉŽĚĞƐĞƌĚŝĨĞƌĞŶƚĞĚŽŶƷŵĞƌŽĚĞŵŽůĠĐƵůĂƐĚŽƐƉƌŽĚƵƚŽƐĚĂƌĞĂĕĆŽ͘
Na2COϯ
ы2Oϯ
HϯPOϰ
Ă;K,Ϳ2
HNOϯ
Pϰ нϱK2 ื 2 P2O5
Ϯ,ынDŐ;K,Ϳ2 ื DŐы2 нϮ,2O
o
A pertence ao 2. ƉĞƌşŽĚŽĚĂdĂďĞůĂPĞƌŝſĚŝĐĂ͕ƉŽƌƋƵĞŽƐĞůĞƚƌƁĞƐĚŽƐĞƵĄƚŽŵŽĞƐƚĆŽĚŝƐƚƌŝďƵşĚŽƐƉŽƌĚŽŝƐŶşǀĞŝƐĚĞ
energia.
ƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭϳ͕ƉŽƌƋƵĞƉŽƐƐƵŝƐĞƚĞĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂĞĠ ƵŵĞůĞŵĞŶƚŽƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂƚŝǀŽ͘ĂŶƚĞĐĞĚĞĞŵ
ƵŵĂ ͨĐĂƐĂͩ Ž ĞůĞŵĞŶƚŽ Ğ Ğ ƉĞƌƚĞŶĐĞŵ ĂŽ ŵĞƐŵŽ ŐƌƵƉŽ͘ ƐƐŝŵ͕ Ğ ƉĞƌƚĞŶĐĞŵ ĂŽ ŐƌƵƉŽ ϭϲ ĚĂ dĂďĞůĂ
Periódica.
KĞůĞŵĞŶƚŽ͕ƉŽƌƉŽƐƐƵŝƌƐĞƚĞĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ͕ƚĞŵƚĞŶĚġŶĐŝĂƉĂƌĂĐĂƉƚĂƌƵŵ eletrão, adquirindo a estrutura
о
о
eletrónica de uŵŐĄƐŶŽďƌĞ͗нĞ ื .
D: 2-ϴ-ϲ͘
ůĞŵĞŶƚŽ͕ƉŽƌƋƵĞƚĞŵŽƐĞůĞƚƌƁĞƐĚŝƐƚƌŝďƵşĚŽƐƉŽƌƚƌġƐŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂ͘
KĞůĞŵĞŶƚŽ͕ƉŽƌƋƵĞƚĞŵŽƐĞůĞƚƌƁĞƐĚŝƐƚƌŝďƵşĚŽƐƉŽƌĚŽŝƐŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂĞĂƐƵĂĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽĞůĞƚƌſŶŝĐĂĞϮ-ϴ͘Ġ
ƵŵŐĄƐŶŽďƌĞ͕ůŽŐŽĠƋƵŝŵŝĐĂŵĞŶƚĞĞƐƚĄǀĞůĞƉŽƐƐƵŝƵŵĂĞůĞǀĂĚĂĞŶĞƌŐŝĂĚĞŝŽŶŝnjĂĕĆŽ͘
Ficha formativa 1 – Módulo Q1
1.
2.
3.
4.
50
(A) ƉƌŽƚƁĞƐ(B) ƉƌŽƚƁĞƐͬŶĞƵƚƌƁĞƐ(C) ŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽ(D) ƉƌŽƚƁĞƐ(E) ĞůĞƚƌƁĞƐͬŝƁĞƐ(F) ƉŽƐŝƚŝǀĂͬĐĞĚĞƌĂŵ
(G) ĂŶŝƁĞƐͬĐĂƉƚĂƌĂŵ
o
o
o
Opção (D). Z = n. ƉƌŽƚƁĞƐсŶ͘ ĞůĞƚƌƁĞƐ՜ Z = 22. A = Z нŶ͘ ŶĞƵƚƌƁĞƐ՜ A сϮϮнϮϲсϰϴ͘ ସ଼
ଶଶA .
o
o
o
o
o
Opção (B). n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсо ՜ n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсϭϲо ϴсϴ͘Ŷ͘ ƉƌŽƚƁĞƐсZ ՜ n. ƉƌŽƚƁĞƐсϴ͘Ŷ͘ ĞůĞƚƌƁĞƐсϴнϮсϭϬ͘
ƐĞƋƵġŶĐŝĂĠ͗ϴ͕ϴĞϭϬ͘
Opção (A)͘KŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽĚŽŝƐſƚŽƉŽƚĞŵĚĞƐĞƌϭϵĞŽŶƷŵĞƌŽĚĞŶĞƵƚƌƁĞƐĚŝĨĞƌĞŶƚĞĚĞϮϬ͕ƉŽƌƋƵĞŝƐſƚŽƉŽƐ
ƐĆŽĄƚŽŵŽƐĚŽŵĞƐŵŽĞůĞŵĞŶƚŽƋƵĞĚŝĨĞƌĞŵŶŽŶƷŵĞƌŽĚĞŶĞƵƚƌƁĞƐ͘
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Módulo Q1
5.1
Número de
protões
Carga
nuclear
Número de
eletrões
Carga
elétrica total
Átomo de
cálcio
ϮϬ
нϮϬ
ϮϬ
Ϭ
Ião cálcio
ϮϬ
нϮϬ
ϭϴ
нϮ
Partícula
Ϯн
о
7.1
Ca ՜ Ca нϮĞ
Ϯо
o
S ͗ĐĂƌŐĂŶƵĐůĞĂƌснϭϲ͕ůŽŐŽƚĞŵϭϲƉƌŽƚƁĞƐ͘E͘ ĞůĞƚƌƁĞƐсZ нϮсϭϲнϮсϭϴ͘
ϯн
o
ы ͗ĐĂƌŐĂŶƵĐůĞĂƌснϭϯ͕ůŽŐŽƚĞŵϭϯƉƌŽƚƁĞƐ͘E͘ ĞůĞƚƌƁĞƐсZ оϯсϭϯоϯсϭϬ͘
i) KƐĄƚŽŵŽƐƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂĚŽƐƐĆŽŶŽǀĞ͕ƉŽŝƐŶĆŽĞdžŝƐƚĞŵĚŽŝƐĄƚŽŵŽƐŝŐƵĂŝƐ͘
ii) KŶƷŵĞƌŽĚĞĞůĞŵĞŶƚŽƐĠϱ͘
iii) ͕ Ğ ƐĆŽ ĄƚŽŵŽƐ ĚŽ ŵĞƐŵŽ ĞůĞŵĞŶƚŽ ;Z с ϴͿ͕ Ğ ƐĆŽĄƚŽŵŽƐ ĚŽ ŵĞƐŵŽ ĞůĞŵĞŶƚŽ ;Z с ϭϮͿ Ğ ' Ğ , ƐĆŽ
ĄƚŽŵŽƐĚŽŵĞƐŵŽĞůĞŵĞŶƚŽ;Z сϭϳͿ͘
7.2
Ar =
8.1
8.2
8.3
8.4
8.5
9.1
9.2
10.1
10.2
ϭϬNe: 2-ϴ
о
ϭϳы : 2-ϴ-ϴ
ϯн
ϭϯы : 2-ϴ
5.2
6.
ଵ଺,଴ × ଽଽ,଻଺ ା ଵ଻,଴ × ଴,଴ସ ା ଵ଼,଴ × ଴,ଶ଴
ଵ଴଴
֞ Ar сϭϲ͕ϬϬ͘
ϮϬCa:
2-ϴ-ϴ-2
P:
2-ϴ-5
ϭϱ
2-ϴ-ϲ
i) ϲii) ϲiii) ϭϲiv) нϭϲ
KŝĆŽſdžŝĚŽĠƵŵĂŶŝĆŽ͕ƉŽƌƋƵĞƉŽƐƐƵŝ ĐĂƌŐĂƚŽƚĂůŶĞŐĂƚŝǀĂ͘
Ϯо
Ϯо
Opção (D)͘ĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽĞůĞƚƌſŶŝĐĂĚĞK é 2-ϴ͘KŝĆŽK ĨŽƌŵŽƵ-ƐĞĂƉĂƌƚŝƌĚĞƵŵĄƚŽŵŽĚĞŽdžŝŐĠŶŝŽƋƵĞĐĂƉƚŽƵ
о
Ϯо
ĚŽŝƐĞůĞƚƌƁĞƐ͗KнϮĞ ื O .
10.3 O: 2-ϲ͘
10.4 Opção (C)͕ƉŽƌƋƵĞŽŶƷŵĞƌŽĚĞƉƌŽƚƁĞƐĠŝŐƵĂůŶŽŝĆŽĞŶŽĄƚŽŵŽĚĞŽŶĚĞƉƌŽǀĠŵ͘ĐĂƌŐa nuclear do ião é igual ă
Ϯо
carga nuclear ĚŽ ĄƚŽŵŽ ĚĞ ŽdžŝŐĠŶŝŽ͕ ƋƵĞ Ġ ŝŐƵĂů Ă нϴ͘ ŶƵǀĞŵ ĞůĞƚƌſŶŝĐĂ ĚĞ K Ġ ŵĂŝŽƌ ĚŽ ƋƵĞ Ă ĚŽ ĄƚŽŵŽ ĚĞ
ŽdžŝŐĠŶŝŽ͘
Ficha formativa 2 – Módulo Q1
1.
2.
3.1
3.2
3.3
3.4
4.1
4.2
4.3
5.
6.
7.
8.1
8.2
Opção (C). As restantes estão incorretas porque: (A) EĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͕ŽƐĞůĞŵĞŶƚŽƐĞƐƚĆŽĐŽůŽĐĂĚŽƐƉŽƌŽƌĚĞŵ
ĐƌĞƐĐĞŶƚĞĚŽƐĞƵŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽ͘(B) e (D) KƐĞůĞŵĞŶƚŽƐƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂƚŝǀŽƐĚĞƵŵŵĞƐŵŽŐƌƵƉŽĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ
ĂƉƌĞƐĞŶƚĂŵƉƌŽƉƌŝĞĚĂĚĞƐƋƵşŵŝĐĂƐƐĞŵĞůŚĂŶƚĞƐ͘
Opção (C)͘ KƐ ĞůĞŵĞŶƚŽƐ Ğ ƉĞƌƚĞŶĐĞŵ ĂŽ ŵĞƐŵŽ período ĚĂ dĂďĞůĂ WĞƌŝſĚŝĐĂ ƉŽƌƋƵĞ ƚġŵ ŽƐ ĞůĞƚƌƁĞƐ
ĚŝƐƚƌŝďƵşĚŽƐƉŽƌŝŐƵĂůŶƷŵĞƌŽĚe ŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂ͘ŽŶƚƵĚŽ͕ƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŐƌƵƉŽƐĚŝĨĞƌĞŶƚĞƐ͗ƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϱĞ
C pertence ao grupo 2.
a снϭϭ͖b сϭϭ͖c = ϯ͖d сϭϳ͖ e = нϭ͖f сϭ͖g снϭϮ͖h сϭϮ͘
A: 2-ϴ-ϭ͘
,ĂůŽŐĠŶĞŽƐ͕ƉŽƌƋƵĞƐĆŽĞůĞŵĞŶƚŽƐĐƵũŽƐĄƚŽŵŽƐƉŽƐƐƵĞŵƐĞƚĞĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ͘
o
KĞůĞŵĞŶƚŽƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭĞĂŽϭ͘ período.
н
Ϯн
i) ͕&ĞE͘ii) I Ğ>͘iii) Ğ;ĨŽƌŵĂŵ͕ƌĞƐƉĞƚŝǀĂŵĞŶƚĞ͕ŽƐĐĂƚŝƁĞƐ Ğ Ϳ͘iv) Z;DͿсϭϴ͖D͗Ϯ-ϴ-ϴ͘
o
o
o
͗ŐƌƵƉŽϭĞϱ͘ ƉĞƌşŽĚŽ͘,͗ŐƌƵƉŽϭϱĞϮ͘ ƉĞƌşŽĚŽ͘>͗ŐƌƵƉŽϭϲĞϯ͘ período.
'ĂƐĞƐŶŽďƌĞƐ;ĞůĞŵĞŶƚŽƐĚŽŐƌƵƉŽϭϴͿ͘
о
Opção (C)͘^Ğ ƚĞŵĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽĞůĞƚƌſŶŝĐĂϮ-ϴ͕ĞŶƚĆŽĂĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽĞůĞƚƌſŶŝĐĂĚĞĠ2-ϳ͘ƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭϳĞ
o
ao 2. ƉĞƌşŽĚŽ͘ƵŵŚĂůŽŐĠŶĞŽ͘
Opção (D)͕ƉŽƌƋƵĞƐſƉŽƐƐƵŝĚŽŝƐĞůĞƚƌƁĞƐŶŽƉƌŝŵĞŝƌŽŶşǀĞůĚĞĞŶĞƌŐŝĂ͘KŶşǀĞůĞƐƚĄĐŽŵƉůĞƚŽ͘
Opção (C)͘ KƐ ĞůĞŵĞŶƚŽƐ Ğ ƉĞƌƚĞŶĐĞŵ ĂŽ ŵĞƐŵŽ ŐƌƵƉŽ ĚĂ dĂďĞůĂ WĞƌŝſĚŝĐĂ͕ ƉŽƌƋƵĞ ĂŵďŽƐ ƉŽƐƐƵĞŵ ŝŐƵĂů
ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ ĞůĞƚƌƁĞƐ ĚĞ ǀĂůġŶĐŝĂ͗ ϳ͘ ^ĆŽ ŚĂůŽŐĠŶĞŽƐ Ğ ŶĆŽ-ŵĞƚĂŝƐ͘ ĞŶĞƌŐŝĂ ĚĞ ŝŽŶŝnjĂĕĆŽ ĚĞ Ġ ƐƵƉĞƌŝŽƌ ă ĚĞ ͕
ƉŽƌƋƵĞĂĞŶĞƌŐŝĂĚĞŝŽŶŝnjĂĕĆŽĚŝŵŝŶƵŝĂŽůŽŶŐŽĚŽŐƌƵƉŽ͘
ƐƚĆŽĐŽŵƉůĞƚĂŵĞŶƚĞƉƌĞĞŶĐŚŝĚŽƐĚŽŝƐŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂ͗ŽŶşǀĞůϭ;ŽƵĐĂŵĂĚĂ<ͿĞŽŶşǀĞůϮ;ŽƵĐĂŵĂĚĂ>Ϳ͘
o
yƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽϯ͘ ƉĞƌşŽĚŽ͕ƉŽƌƋƵĞƚĞŵŽƐƐĞƵƐĞůĞƚƌƁĞƐĚŝƐƚƌŝďƵşĚŽƐƉŽƌƚƌġƐŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂ͕ĞĂŽŐƌƵƉŽϭϲ͕ƉŽƌƋƵĞ
ĠƵŵĞůĞŵĞŶƚŽƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂƚŝǀŽĐŽŵƐĞŝƐĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ͘
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51
Módulo Q1
8.3
9.
Opção (B). Se Y se encontra ŝŵĞĚŝĂƚĂŵĞŶƚĞăĞƐƋƵĞƌĚĂĚĞy͕ĂƐƵĂĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽĞůĞƚƌſŶŝĐĂĠϮ-ϴ-ϱ͘^ĆŽĞůĞŵĞŶƚŽƐĚŽ
ŵĞƐŵŽƉĞƌşŽĚŽ͘ŽůŽŶŐŽĚŽƉĞƌşŽĚŽŽƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽĚŝŵŝŶƵŝĞĂĞŶĞƌŐŝĂĚĞŝŽŶŝnjĂĕĆŽĂƵŵĞŶƚĂ͘
Opção (B)͘ ^ĞŶĚŽ ĚŽ ŵĞƐŵŽ ƉĞƌşŽĚŽ͕ Ž ĞůĞŵĞŶƚŽ ĂůĐĂůŝŶŽ ;ĚŽ ŐƌƵƉŽ ϭͿ ĂƉƌĞƐĞnta ŵĂŝŽƌ ƌĂŝŽ ĂƚſŵŝĐŽ ĚŽ ƋƵĞ Ž
ĞůĞŵĞŶƚŽĂůĐĂůŝŶŽƚĞƌƌŽƐŽ;ĚŽŐƌƵƉŽϮͿ͕ƉŽƌƋƵĞŽƌĂŝŽĚŝŵŝŶƵŝĂŽůŽŶŐŽĚŽƉĞƌşŽĚŽ͘
As restantes estão incorretas porque: (A) hŵ ĄƚŽŵŽ ĚĞ ŚĂůŽŐĠŶĞŽ ;ĚŽ ŐƌƵƉŽ ϭϳͿ ĂƉƌĞƐĞŶƚĂ ŵĂŝŽƌ ĞŶĞƌŐŝĂ ĚĞ
ŝŽŶŝnjĂĕĆŽ ĚŽ ƋƵĞ Ƶŵ ĄƚŽŵŽ ĂůĐĂůŝŶŽƚĞƌƌŽƐŽ͕ ƉŽƌƋƵĞ Ă ĞŶĞƌŐŝĂ ĚĞ ŝŽŶŝnjĂĕĆŽ ĂƵŵĞŶƚĂ ĂŽ ůŽŶŐŽ ĚŽ ƉĞƌşŽĚŽ͘ (C) hŵ
o
o
ĄƚŽŵŽĚĞƵŵŐĄƐŶŽďƌĞĚŽϮ͘ ƉĞƌşŽĚŽĂƉƌĞƐĞŶƚĂŵĞŶŽƌƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽĚŽƋƵĞƵŵŐĄƐŶŽďƌĞĚŽϰ͘ período, porque o
ƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽĂƵŵĞŶƚĂĂŽůŽŶŐŽĚŽŐƌƵƉŽ͘(D) hŵĄƚŽŵŽĚĞƵŵĞůĞŵĞŶƚŽĚŽŐƌƵƉŽϭϰĂƉƌĞƐĞŶƚĂŵĞŶŽƌĞŶĞƌŐŝĂĚĞ
ŝŽŶŝnjĂĕĆŽ ĚŽ ƋƵĞ Ƶŵ ĄƚŽŵŽ ĚĞ Ƶŵ ĞůĞŵĞŶƚŽ ĚŽ ŐƌƵƉŽ ϭϲ͕ ƉŽƌƋƵĞ Ă ĞŶĞƌŐŝĂ ĚĞ ŝŽŶŝnjĂĕĆŽ ĂƵŵĞŶƚĂ ĂŽ ůŽŶŐŽ ĚŽ
período.
Ficha formativa 3 – Módulo Q1
1.
2.1
2.2
3.
4.1
Opção (C). As restantes estão incorretas porque: (A) KƐĄƚŽŵŽƐƋƵĂŶĚŽĞƐƚĂďĞůĞĐĞŵƵŵĂůŝŐĂĕĆŽƋƵşŵŝĐĂƚĞŶĚĞŵĂ
ĞŶĐŽŶƚƌĂƌ Ƶŵ ĞƐƚĂĚŽ ĞƐƚĄǀĞů ĚĞ ŵĞŶŽƌ ĞŶĞƌŐŝĂ͘ (B) EĂ ůŝŐĂĕĆŽ ĐŽǀĂůĞŶƚĞ ŚĄ ƉĂƌƚŝůŚĂ ĚĞ ĞůĞƚƌƁĞƐ͘ (D) A ligação
ĐŽǀĂůĞŶƚĞ ƐŝŵƉůĞƐ ƉŽƐƐƵŝ ŵĞŶŽƌ ĞŶĞƌŐŝĂ ĚĞ ůŝŐĂĕĆŽ Ğ ŵĂŝŽƌ ĐŽŵƉƌŝŵĞŶƚŽ ĚŽ ƋƵĞ ĂƐ ůŝŐĂĕƁĞƐ ĐŽǀĂůĞŶƚĞƐ ĚƵƉůĂƐ Ğ
triplas.
>ŝŐĂĕĆŽĐŽǀĂůĞŶƚĞƚƌŝƉůĂ͕ƉŽƌƋƵĞĂŵŽůĠĐƵůĂĨŽƌŵĂ-ƐĞƉĞůĂƉĂƌƚŝůŚĂĚĞƚƌġƐƉĂƌĞƐĚĞĞůĞƚƌƁĞƐ͘
Opção (C). Correção das falsas: (A) ůŝŐĂĕĆŽĞŶƚƌĞŽƐĄƚŽŵŽƐĚĞŶŝƚƌŽŐĠŶŝŽĠĐŽǀĂůĞŶƚĞƚƌŝƉůĂ͘(B) KƐĚŽŝƐĄƚŽŵŽƐĚĞ
ŶŝƚƌŽŐĠŶŝŽƉĂƌƚŝůŚĂŵƐĞŝƐĞůĞƚƌƁĞƐ;ŽƵƐĞũĂ͕ƚƌġƐƉĂƌĞƐĚĞĞůĞƚƌƁĞƐͿ͘(D) ĞŶĞƌŐŝĂĚŽƐĄƚŽŵŽƐĚĞŶŝƚƌŽŐĠŶŝŽƐĞƉĂƌĂĚŽƐ
ĠƐƵƉĞƌŝŽƌăĞŶĞƌŐŝĂĚŽƐĄƚŽŵŽƐĚĞŶŝƚƌŽŐĠŶŝŽůŝŐĂĚŽƐƉĂƌĂĨŽƌŵĂƌĂŵŽůĠĐƵůĂĚĞŶŝƚƌŽŐĠŶŝŽ͘
Verdadeiras: (B) e (D). As outras são falsas, porque: (A) ŵŽůĠĐƵůĂĚĞĐůŽƌŽƉŽƐƐƵŝƵŵƉĂƌĚĞĞůĞƚƌƁĞƐůŝŐĂŶƚĞƐĞƐĞŝƐ
ƉĂƌĞƐĚĞĞůĞƚƌƁĞƐŶĆŽ-ligantes. (C) EĂŵŽůĠĐƵůĂĚĞĐůŽƌŽĂůŝŐĂĕĆŽĞŶƚƌĞŽƐĄƚŽŵŽƐĠĐŽǀĂůĞŶƚĞƐŝŵƉůĞƐĞŶĂŵŽůĠĐƵůĂ
ĚĞŽdžŝŐĠŶŝŽĂůŝŐĂĕĆŽĞŶƚƌĞŽƐĄƚŽŵŽƐĠĐŽǀĂůĞŶƚĞĚƵƉůĂ͘
Z;KͿсϴ͖K͗Ϯ-ϲ͘KĄƚŽŵŽĚĞŽdžŝŐĠŶŝŽƉŽƐƐƵŝƐĞŝƐĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ͘ƐƐŝŵ͕ĂŵŽůĠĐƵůĂK2 ƉŽƐƐƵŝϭϮĞůĞƚƌƁĞƐĚĞ
ǀĂůġŶĐŝĂĞŽŝĆŽOଶି
ଶ ƉŽƐƐƵŝϮпϲнϮсϭϰĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ͘
O2:
4.2
Oଶି
ଶ :
ŵŽůĠĐƵůĂ K2 ƉŽƐƐƵŝ ƵŵĂ ůŝŐĂĕĆŽ ĐŽǀĂůĞŶƚĞ ĚƵƉůĂ Ğ Ž ŝĆŽ Oଶି
ଶ ƉŽƐƐƵŝ ƵŵĂ ůŝŐĂĕĆŽ ĐŽǀĂůĞŶƚĞ ƐŝŵƉůĞƐ͘ ůŝŐĂĕĆŽ
ĐŽǀĂůĞŶƚĞĚƵƉůĂƚĞŵŵĂŝŽƌĞŶĞƌŐŝĂĞŵĞŶŽƌĐŽŵƉƌŝŵĞŶƚŽĚĞůŝŐĂĕĆŽĚŽƋƵĞĂůŝŐĂĕĆŽƐŝŵƉůĞƐ͘
O2
‫۽‬૛ି
૛
Energia de ligação / kJ mol
ϰϵϴ
ϭϰϲ
Comprimento de ligação / pm
ϭϮϭ
ϭϰϴ
о1
5.
6.1
6.2
Opção (A).
ƚƌĂǀĠƐĚĞƵŵĂůŝŐĂĕĆŽĐŽǀĂůĞŶƚĞ͕ŶĂƋƵĂůŽƐĞůĞƚƌƁĞƐƐĆŽƉĂƌƚŝůŚĂĚŽƐ ƉŽƌĂŵďŽƐŽƐĄƚŽŵŽƐ͘
ZĞƉƌĞƐĞŶƚĂŶĚŽƉŽƌyŽĞůĞŵĞŶƚŽĚŽŐƌƵƉŽϭϰ;ƋƵĂƚƌŽĞůĞƚƌƁĞƐ ĚĞǀĂůġŶĐŝĂͿĞƉŽƌzŽĞůĞŵĞŶƚŽĚŽŐƌƵƉŽϭϳ;ƐĞƚĞ
ĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂͿƚĞŵ-se:
7.
8.
(A) Ϯ͖(B) ϭ͖(C) ϯ͖(D) ϰ͘
Opção (D). As restantes estão incorretas porque: (A) YƵĂŶĚŽƐĞĨŽƌŵĂƵŵĂůŝŐĂĕĆŽƋƵşŵŝĐĂůŝďĞƌƚĂ-se energia. (B) A
ůŝŐĂĕĆŽŝſŶŝĐĂĞƐƚĂďĞůĞĐĞ-ƐĞĂƉĞŶĂƐƉŽƌƚƌĂŶƐĨĞƌġŶĐŝĂĚĞĞůĞƚƌƁĞƐ ĚĞǀĂůġŶĐŝĂ. (C) hŵĂůŝŐĂĕĆŽŵĞƚĄůŝĐĂĠƚĂŶƚŽŵĂŝƐ
ĨŽƌƚĞƋƵĂŶƚŽŵĂŝŽƌĨŽƌŽŶƷŵĞƌŽĚĞĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂĞƋƵĂŶƚŽŵĂŝŽƌĨŽƌĂĐĂƌŐĂŶƵĐůĞĂƌ͘
(A) ϯ͖(B) ϭ͖(C) ϱ͖(D) ϰ͖(E) 2.
9.
52
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
Módulo Q1
Teste final – Módulo Q1
1.
2.
3.
4.1
4.2
4.3
4.4
5.
1.
2.1
2.2
2.3
2.4
3.1
3.2
3.3
1.1
1.2
1.3
Grupo I
ĨŝƌŵĂĕĆŽ (B). As restantes estão incorretas porque: (A) ƐƉĂƌƚşĐƵůĂƐĐŽŶƐƚŝƚƵŝŶƚĞƐĚŽƐŶƷĐůĞŽƐƐĆŽŽƐƉƌŽƚƁĞƐĞŽƐ
ŶĞƵƚƌƁĞƐ͘ (C) EƵŵ ĄƚŽŵŽ͕ Ž ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ ƉƌŽƚƁĞƐ Ġ ƐĞŵƉƌĞ ŝŐƵĂů ĂŽ ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ ĞůĞƚƌƁĞƐ͘ (D) ŵĂƐƐĂ ĚŽ ƉƌŽƚĆŽ Ġ
ƉƌĂƚŝĐĂŵĞŶƚĞŝŐƵĂůăŵĂƐƐĂĚŽŶĞƵƚƌĆŽ͘
o
o
Opção (D). ଷଽ
ଵଽK ՜ n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсA оZ ֞ n. ŶĞƵƚƌƁĞƐсϯϵоϭϵсϮϬ͘
Opção (D)͘ ĂĨŝƌŵĂĕĆŽ /// ŶĆŽ ĞƐƚĄ ĐŽƌƌĞƚĂ ƉŽƌƋƵĞ Ž ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ ŵĂƐƐĂ͕ A͕ ĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞ ă ƐŽŵĂ ĚŽ ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ
ƉƌŽƚƁĞƐĐŽŵŽŶƷŵĞƌŽĚĞŶĞƵƚƌƁĞƐ͘
ƐƚĆŽƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂĚŽƐƋƵĂƚƌŽĞůĞŵĞŶƚŽƐƋƵşŵŝĐŽƐ͕ĚĞŶƷŵĞƌŽƐĂƚſŵŝĐŽƐƌĞƐƉĞƚŝǀĂŵĞŶƚĞŝŐƵĂŝƐĂϯ͕ϲ͕ϭϭĞϭϳ͘
yĞ͕ĞzĞh͕ƐĆŽŝƐſƚŽƉŽƐĞŶƚƌĞƐŝƉŽƌƋƵĞƉŽƐƐƵĞŵŽŵĞƐŵŽŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽ͘
T: 2-ϴ-ϳ͘
ĨŝƌŵĂĕĆŽ (C). As restantes estão incorretas porque: (A) KŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽĚĞzĠŝŐƵĂůĂŽŶƷŵĞƌŽĂƚſŵŝĐŽĚĞh͘
(B) KƐĄƚŽŵŽƐĚĞtƚġŵƚĞŶĚġŶĐŝĂƉĂƌĂĨŽƌŵĂƌŝƁĞƐŵŽŶŽƉŽƐŝƚŝǀŽƐ͘(D) KƐĄƚŽŵŽƐĚĞdƚġŵƚĞŶĚġŶĐŝĂƉĂƌĂĨŽƌŵĂƌ
ŝƁĞƐŵŽŶŽŶĞŐĂƚŝǀŽƐ͘
ĨŝƌŵĂĕĆŽ (B). As restantes estão incorretas porque: (A) KƐŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂŶĆŽĐŽŶƚġŵŝŐƵĂůŶƷŵĞƌŽĚĞĞůĞƚƌƁĞƐ͘
(C) KƐŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂƋƵĞƐĞƉƌĞĞŶĐŚĞŵĞŵƉƌŝŵĞŝƌŽůƵŐĂƌƐĆŽŽƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂŵĂŝƐďĂŝdžĂ͘(D) KŶƷŵĞƌŽƚŽƚĂůĚĞ
ĞůĞƚƌƁĞƐƋƵĞŽƐŶşǀĞŝƐϭ͕ϮĞϯĐŽŵƉŽƌƚĂŵ͕ŶŽŵĄdžŝŵŽ͕ƐĆŽƌĞƐƉĞƚŝǀĂŵĞŶƚĞϮ͕ϴĞϭϴ͘
Grupo II
ĨŝƌŵĂĕĆŽ (A). As restantes estão incorretas porque: (B) ĞƐĆŽĄƚŽŵŽƐĚĞĞůĞŵĞŶƚŽƐƋƵĞƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽŵĞƐŵŽ
ŐƌƵƉŽĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͘(C) KŶƷŵĞƌŽĚĞŶĞƵƚƌƁĞƐĚĞĠϭϯĞŽŶƷŵĞƌŽĚĞŶĞƵƚƌƁĞƐĚĞĠϭϲ͘(D) KƐĄƚŽŵŽƐĚŽ
Ϯо
ĞůĞŵĞŶƚŽĨŽƌŵĂŵŝƁĞƐ .
o
Grupo 2 - ƉŽƐƐƵŝϮĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ͘ϯ͘ período - ŽƐĞůĞƚƌƁĞƐĞƐƚĆŽĚŝƐƚƌŝďƵşĚŽƐƉŽƌƚƌġƐŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂ͘y͗Ϯ-ϴ-2.
WŽƐƐƵŝĚŽŝƐĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ͘
Ϯн
о
X ื X нϮĞ
Ϯн
O ŶƷŵĞƌŽĚĞĞůĞƚƌƁĞƐĚĞy ĠŝŐƵĂůĂŽŶƷŵĞƌŽĚĞĞůĞƚƌƁĞƐĚŽŐĄƐŶŽďƌĞƋƵĞŽĂŶƚĞĐĞĚĞŶĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͘
A: 2-ϴ-ϴ͖͗Ϯ-ϴ-ϳ͖͗Ϯ-ϴ-ϭ͖͗Ϯ͘
i) ƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭϴ͕ƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭϳ͕ƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭĞƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭϴ;ƉŽƌƋƵĞƚĞŵŽ
ŶşǀĞůϭ͕ŽƵĐĂŵĂĚĂ<͕ĐŽŵƉůĞƚŽͿ͘
o
o
ii) ͕ĞƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽϯ͘ ƉĞƌşŽĚŽĞƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽϭ͘ período.
i) KƋƵĞĂƉƌĞƐĞŶƚĂŵĂŝŽƌĞŶĞƌŐŝĂĚĞŝŽŶŝnjĂĕĆŽĠ͘KƐƌĞƐƚĂŶƚĞƐĞůĞŵĞŶƚŽƐƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽŵĞƐŵŽƉĞƌşŽĚŽĞĂĞŶĞƌŐŝĂ
ĚĞŝŽŶŝnjĂĕĆŽĂƵŵĞŶƚĂĂŽůŽŶŐŽĚŽƉĞƌşŽĚŽ͘ƐƐiŵ͗Ei;ͿфEi;ͿфEi;ͿфEi;Ϳ͘
o
ii) K ƋƵĞ ƉŽƐƐƵŝ ŵĞŶŽƌ ƌĂŝŽ ĂƚſŵŝĐŽ Ġ ƉŽƌƋƵĞ ƉĞƌƚĞŶĐĞ ĂŽ ϭ͘ ƉĞƌşŽĚŽ͘ KƐ ƌĞƐƚĂŶƚĞƐ ĞůĞŵĞŶƚŽƐ ƉĞƌƚĞŶĐĞŵ ĂŽ
ŵĞƐŵŽƉĞƌşŽĚŽĞŽƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽĚŝŵŝŶƵŝĂŽůŽŶŐŽĚŽƉĞƌşŽĚŽ͘ƐƐŝŵ͗rĂƚſŵŝĐŽ;ͿфrĂƚſŵŝĐŽ;ͿфrĂƚſŵŝĐŽ;ͿфrĂƚſŵŝĐŽ;Ϳ͘
Grupo III
o
ƉƌĞƐĞŶƚĂϲĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ- ŐƌƵƉŽϭϲ͘dĞŵŽƐƐĞƵƐĞůĞƚƌƁĞƐĚŝƐƚƌŝďƵşĚŽƐƉŽƌϯŶşǀĞŝƐĚĞĞŶĞƌŐŝĂ- ϯ͘ período.
KƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽĚĞtĠŵĞŶŽƌĚŽƋƵĞŽƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽĚĞzƉŽƌƋƵĞƐĆŽĞůĞŵĞŶƚŽƐĚŽŵĞƐŵŽƉĞƌşŽĚŽĞZ;tͿхZ;zͿ͘
H2t
1.4
2.1
2.2
2.3
2.4
ϭϭNa:2-ϴ-ϭ͖ϭϯы͗Ϯ-ϴ-ϯ͖ϭϱP:
o
2-ϴ-ϱ͖ϭϳы͗Ϯ-ϴ-ϳ͘WĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽϯ͘ ƉĞƌşŽĚŽĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ
ϭϭNa e ϭϵ<ƉŽƌƋƵĞƐĆŽĞůĞŵĞŶƚŽƐ ĚŽŵĞƐŵŽŐƌƵƉŽĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ– ŐƌƵƉŽϭ͕ŵĞƚĂŝƐĂůĐĂůŝŶŽƐ͘dġŵŝŐƵĂůŶƷŵĞƌŽ
ĚĞĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂ;ϭͿ͘
i) Na2O
н
Ϯо
ii) >ŝŐĂĕĆŽŝſŶŝĐĂĞŶƚƌĞŽƐŝƁĞƐEĂ e O .
ϭϱP: 2-ϴ-ϱ͘ KƐ ĄƚŽŵŽƐ ĚĞ ĨſƐĨŽƌŽ ŶĞĐĞƐƐŝƚĂŵ ĚĞ ŵĂŝƐ ƚƌġƐ ĞůĞƚƌƁĞƐ ƉĂƌĂ ĂƉƌĞƐĞŶƚĂƌ ƵŵĂ ĚŝƐƚƌŝďƵŝĕĆŽ ĞůĞƚƌſŶŝĐĂ
ƐĞŵĞůŚĂŶƚĞăĚŽŐĄƐŶŽďƌĞŵĂŝƐƉƌſdžŝŵŽĚĞƐŝŶĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͕ƋƵĞĠŽĄƌŐŽŶ;ϭϴƌͿ͘ĞƐƚĞŵŽĚŽ͕ĞƐƚĂďĞůĞĐĞŵ-ƐĞƚƌġƐůŝŐĂĕƁĞƐĐŽǀĂůĞŶƚĞƐƐŝŵƉůĞƐĞŶƚƌĞŽĄƚŽŵŽĚĞĨſƐĨŽƌŽĞƚƌġƐĄƚŽŵŽƐĚĞŚŝĚƌŽŐĠŶŝŽ͗W,ϯ.
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53
Módulo Q1
Questões laterais – Manual
Página 5
o
o
o
ͻ ଵଵହB : n. ƉƌŽƚƁĞƐсŶ͘ ĞůĞƚƌƁĞƐсϱ͖Ŷ͘ ŶĞƵƚƌƁĞƐсϭϭ– ϱсϲ͘
Página 9
ͻ a) ଵ଺଼Oଶି ƉŽƐƐƵŝϴнϮсϭϬĞůĞƚƌƁĞƐ͘
b) KŶƷŵĞƌŽĚĞŵĂƐƐĂŶĆŽƐĞĂůƚĞƌĂĐŽŵŽŐĂŶŚŽŽƵĂƉĞƌĚĂĚĞĞůĞƚƌƁĞƐ͘ĞƐƚĞŵŽĚŽ͕ŽŶƷŵĞƌŽĚĞŵĂƐƐĂĚĞƐƚĞŝĆŽ
ĠŝŐƵĂůĂŽŶƷŵĞƌŽĚĞŵĂƐƐĂĚŽĄƚŽŵŽƋƵĞůŚĞĚĞƵŽƌŝŐĞŵ͘
Página 11
2
ͻ KƚĞƌĐĞŝƌŽŶşǀĞůĚĞĞŶĞƌŐŝĂƉŽĚĞĐŽŶƚĞƌ͕ŶŽŵĄdžŝŵŽ͕Ϯпϯ сϭϴĞůĞƚƌƁĞƐ͘
ଷଶ
ͻ ଵ଺S: 2-ϴ-ϲ
Página 17
ͻ KƐĞůĞŵĞŶƚŽƐ ĚŽŐƌƵƉŽϭ ƚġŵ ƵŵĞůĞƚƌĆŽ ĚĞǀĂůġŶĐŝĂĞ͕ƉŽƌŝƐƐŽ͕ƚġŵƚĞŶĚġŶĐŝĂƉĂƌĂƉĞƌĚġ-ůŽ ĚĂŶĚŽŽƌŝŐĞŵĂ ŝƁĞƐ
ŵŽŶŽƉŽƐŝƚŝǀŽƐ͘KƐĞůĞŵĞŶƚŽƐĚŽŐƌƵƉŽϮƚġŵĚŽŝƐĞůĞƚƌƁĞƐĚĞǀĂůġŶĐŝĂĞ͕ƉŽƌŝƐƐŽ͕ƚġŵƚĞŶĚġŶĐŝĂƉĂƌĂƉĞƌĚġ-los dando
ŽƌŝŐĞŵ Ă ŝƁĞƐ ďŝƉŽƐŝƚŝǀŽƐ͘ KƐ ĞůĞŵĞŶƚŽƐ ĚŽ ŐƌƵƉŽ ϭϳ ƚġŵ ƐĞƚĞ ĞůĞƚƌƁĞƐ ĚĞ ǀĂůġŶĐŝĂ Ğ͕ ƉŽƌ ŝƐƐŽ͕ ƚġŵ ƚĞŶĚġŶĐŝĂ ƉĂƌĂ
ĐĂƉƚĂƌƵŵĞůĞƚƌĆŽĚĂŶĚŽŽƌŝŐĞŵĂŝƁĞƐŵŽŶŽŶĞŐĂƚŝǀŽƐ͘
ଷହ
ͻ ଵ଺଼O: 2-ϲ͖ ଵଽଽF: 2-ϳ͖ ଶଷ
ଵଵNa: 2-ϴ-ϭ͖ ଵ଻κ: 2-ϴ-ϳ
ଷହ
ଵଽ
a) ଽF e ଵ଻κ ƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽŵĞƐŵŽŐƌƵƉŽĚĂdĂďĞůĂƉĞƌŝſĚŝĐĂ;ŐƌƵƉŽϭϳͿ͘
o
o
ଷହ
b) ଵ଺଼O e ଵଽଽF ƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽŵĞƐŵŽƉĞƌşŽĚŽĚĂdĂďĞůĂƉĞƌŝſĚŝĐĂ;Ϯ͘ ƉĞƌşŽĚŽͿ͕ƚĂůĐŽŵŽଶଷ
ଵଵNa e ଵ଻κ ;ϯ͘ ƉĞƌşŽĚŽͿ͘
Página 21
o
ͻ yĞzƐĆŽĄƚŽŵŽƐĚĞĞůĞŵĞŶƚŽƐĚŽϯ͘ ƉĞƌşŽĚŽĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͕ŵĂƐyƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϮĞzĂŽŐƌƵƉŽϭϱ͘ŽŵŽŽ
ƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽĚŝŵŝŶƵŝĂŽůŽŶŐŽĚŽƉĞƌşŽĚŽ͕zĠŽƋƵĞĂƉƌĞƐĞŶƚĂŵĞŶŽƌƌĂŝŽĂƚſŵŝĐŽ͘
Página 23
o
ͻ KǀĂůŽƌĚĂĞŶĞƌŐŝĂĚĞŝŽŶŝnjĂĕĆŽĂƵŵĞŶƚĂĂŽůŽŶŐŽĚŽƉĞƌşŽĚŽĞĚŝŵŝŶƵŝĂŽůŽŶŐŽĚŽŐƌƵƉŽ͘ĞĞƐĆŽĚŽϮ͘ período
ĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͕ŵĂƐƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϭϲĞŶƋƵĂŶƚŽĞƉĞƌƚĞŶĐĞĂŽŐƌƵƉŽϮ͘ĞĞDŐ ƉĞƌƚĞŶĐĞŵĂŽŵĞƐŵŽ
o
ŐƌƵƉŽĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͕ŵĂƐDŐůŽĐĂůŝnjĂ-ƐĞŶŽϯ͘ ƉĞƌşŽĚŽ͘ƐƐŝŵ͗Ei;DŐͿфEi;ĞͿфEi;Ϳ͘
Página 29
ͻ a) >ŝŐĂĕĆŽĐŽǀĂůĞŶƚĞĚƵƉůĂ͘
b) >ŝŐĂĕĆŽĐŽǀĂůĞŶƚĞƐŝŵƉůĞƐ͘
Página 30
ͻ a) ϭ͗ůŝŐĂĕĆŽĐŽǀĂůĞŶƚĞĚƵƉůĂ͖Ϯ͗ůŝŐĂĕĆŽĐŽǀĂůĞŶƚĞ ƐŝŵƉůĞƐ͘
b) ŵŽůĠĐƵůĂƉŽƐƐƵŝƋƵĂƚƌŽƉĂƌĞƐĚĞĞůĞƚƌƁĞƐŶĆŽ-ƉĂƌƚŝůŚĂĚŽƐ͕ŽƵƐĞũĂ͕ƉŽƐƐƵŝŽŝƚŽĞůĞƚƌƁĞƐŶĆŽ-ƉĂƌƚŝůŚĂĚŽƐ͘
c) ůŝŐĂĕĆŽϭ;ĐŽǀĂůĞŶƚĞĚƵƉůĂͿĂƉƌĞƐĞŶƚĂŵĂŝŽƌĞŶĞƌŐŝĂĚĞůŝŐĂĕĆŽĞĂůŝŐĂĕĆŽϮ;ĐŽǀĂůĞŶƚĞƐŝŵƉůĞƐͿĂƉƌĞƐĞŶƚĂŵĂŝŽƌ
ĐŽŵƉƌŝŵĞŶƚŽĚĞůigação.
Página 35
ͻ a) ^ƵďƐƚąŶĐŝĂƉŽůĂƌ͗,ы͘
b) ^ƵďƐƚąŶĐŝĂƐĂƉŽůĂƌĞƐ͗ы2 e CO2.
Página 36
භ a) Nax
н
b) [Na]
c)
d)
e)
Página 37
ͻ ^ƵďƐƚąŶĐŝĂŵĞƚĄůŝĐĂ͗ĐŽďƌĞ͕Ƶ͘^ƵďƐƚąŶĐŝĂŝſŶŝĐĂ͗ĐůŽƌĞƚŽĚĞŵĂŐŶĠƐŝŽ͕DŐы2͘^ƵďƐƚąŶĐŝĂŵŽůĞĐƵůĂƌ͗ĚŝſdžŝĚŽĚĞĞŶdžŽĨƌĞ͕
SO2.
54
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Planificações
Módulo Q2
Soluções
Planificação a médio prazo
Conteúdos
Número de aulas
1. Dispersões
2
2. Soluções
8
Resolução de exercícios
3
Atividade laboratorial 1
2
Atividade laboratorial 2
2
Atividade laboratorial 3
1
Preparação, realização e entrega do teste global do módulo
4
Total
22
Planificação aula a aula
A planificação proposta foi elaborada considerando a existência de cinco tempos semanais
(100 min + 100 min + 50 min), mas pode facilmente ser adaptada caso a disciplina apenas
tenha 3 ou 4 tempos semanais.
1. Dispersões
Aulas n.o 1 e 2
100 min
ͻ Apresentação do módulo aos alunos.
ͻ Dispersões.
Sumário
ͻ Dispersões coloidais.
ͻ Soluções.
ͻ Suspensões.
ͻ Manual: exercício1 e 2 (pág. 44).
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Dispersões: soluções, coloides e suspensões
Animação: Soluções, dispersões coloidais e suspensões
Teste: Dispersões
56
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Módulo Q2
2. Soluções
Aulas n.o 3 e 4
Sumário
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
100 min
Dissolução e solubilidade.
Soluções saturadas, não saturadas e sobressaturadas.
Solubilidade de sais.
A solubilidade de gases em líquidos.
A qualidade da água e a legislação.
ͻ Manual: exercícios 3 a 6 (pág. 50).
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Composição qualitativa de soluções
Animação: solubilidade
Aula n.o 5
50 min
Sumário
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 1 e 2.
Consolidação da matéria dada na aula anterior.
Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
Resolução de exercícios.
Início da resolução da ficha formativa.
Aulas n.o 6 e 7
Sumário
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
100 min
Quantidade em química – mole.
Massa molar.
Volume molar de uma substância no estado gasoso.
Modos de exprimir a concentração de uma solução.
Diluição de soluções – fator de diluição.
Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 7 a 9 (pág. 55).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 3 a 6.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Composição quantitativa de soluções
Resolução: Cálculo da quantidade de matéria e da massa molar
Atividade: Quantidade de matéria e massa molar
Simulador: Concentração de uma solução
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57
Módulo Q2
Aulas n.o 8 e 9
100 min
ͻ Continuação do estudo da concentração de uma solução.
Sumário
ͻ Continuação do estudo de diluição de soluções – fator de diluição.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 10 a 18 (págs. 59 e 60).
Recursos
disponíveis
ͻ
Resolução: Cálculo do fator de diluição
Teste: Soluções
Aula n.o 10
50 min
ͻ Consolidação da matéria dada.
Sumário
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 7 a 9.
Aulas n.o 11 e 12
100 min
ͻ Continuação da consolidação da matéria dada.
Sumário
ͻ Esclarecimentos de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
58
ͻ Manual: exercícios pendentes das aulas anteriores.
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Módulo Q2
Aulas n.o 13 e 14
100 min
ͻ Conclusão da resolução da ficha formativa.
Sumário
ͻ Preparação e início da Atividade Laboratorial 1 – Preparação de uma solução
a partir de um soluto sólido.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 1 (págs. 61 e 62).
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 10 e 11.
ͻ
Apresentação: Medição em Química
Vídeo: Preparação de uma solução a partir de um soluto sólido
Aula n.o 15
50 min
ͻ Correção das questões teórico-práticas da Atividade Laboratorial 1.
Sumário
Recursos
disponíveis
ͻ Atividade Laboratorial 2 – Preparação de uma solução a partir de um soluto
líquido.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 1 (pág. 62) e Atividade Laboratorial 2
(pág. 63).
ͻ
Vídeo: Preparação de uma solução a partir de um soluto líquido
Aulas n.o 16 e 17
100 min
ͻ Continuação da Atividade Laboratorial 2 – questões teórico-práticas.
Sumário
ͻ Atividade Laboratorial 3 – Diluição de soluções.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos das atividades laboratoriais realizadas.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 2 (pág. 63) e Atividade Laboratorial 3
(pág. 64).
ͻ
Vídeo: Diluição de soluções
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59
Módulo Q2
Aula n.o 18
50 min
ͻ Consolidação dos conteúdos abordados.
ͻ Resolução de exercícios.
Sumário
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos dos diversos exercícios realizados ao
longo do módulo.
ͻ Início da resolução do teste global do Módulo Q2.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: Consolidação da resolução dos exercícios propostos e teste global
Módulo Q2 (pág. 66).
Aulas n.o 19 e 20
100 min
ͻ Revisão dos conceitos fundamentais.
Sumário
ͻ Continuação da resolução do teste global do Módulo Q2.
ͻ Preparação para o teste final do Módulo Q2.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: teste global Módulo Q2 (pág. 66).
Aulas n.o 21 e 22
60
100 min
Sumário
ͻ Teste final do Módulo Q2.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: teste final – Módulo Q2.
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Ficha formativa
Módulo Q2
Módulo Q2
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Dispersões. Soluções
1. Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte.
Uma solução que contém a máxima quantidade de soluto numa dada quantidade de
solvente, a uma dada temperatura, é…
(A) uma solução diluída.
(B) uma solução concentrada.
(C) uma solução saturada.
(D) uma solução sobressaturada.
2. Considere a curva de solubilidade de um sal X
representada ao lado.
2.1 Determine a massa máxima de sal X capaz de se
dissolver em 500 g de água, à temperatura de 15 °C.
2.2 Calcule a massa mínima de água que é capaz de
dissolver 185 g de sal X, à temperatura de 35 °C.
2.3 Uma solução aquosa de X está saturada à temperatura de 25 °C. Sabendo que à
referida temperatura a massa de sal X é igual a 140 g, a massa da solução, à referida
temperatura, é…
(A) 320 g.
(B) 480 g.
(C) 640 g.
(D) 700 g.
3. Determine a concentração molar das seguintes soluções aquosas:
3.1 ϴϳ͕ϴŐĚĞĐůŽƌĞƚŽĚĞƐſĚŝŽ͕EĂы͕ĞŵϳϱϬŵ>ĚĞƐŽůƵĕĆŽĂƋƵŽƐĂ͖
3.2 28,4 g de sulfato de sódio, Na2SO4, em 2,00 dm3 ĚĞƐŽůƵĕĆŽĂƋƵŽƐĂ͖
3.3 41,5 g de carbonato de potássio, K2CO3͕ĞŵϭϬϬŵ>ĚĞƐŽůƵĕĆŽĂƋƵŽƐĂ͘
4. Considere o gráfico ao lado, onde se apresentam
diferentes massas de sulfato de cobre (II), CuSO4, por
volume de solução. A concentração desta solução é…
(A) 1,0 × 102 g dmо3.
(C) 10 g dmо3.
(B) 1,0 mol dmо3.
(D) 1,0 × 10о1 mol dmо3.
5. O permanganato de potássio, KMnO4, é um poderoso agente oxidante, utilizado
frequentemente como descorante e branqueador em materiais orgânicos tais como: seda,
algodão, linho, etc.
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61
Módulo Q2
Pretende-ƐĞƉƌĞƉĂƌĂƌϮϱϬ͕Ϭŵ> de uma solução aquosa 0,2 mol dmо3 em permanganato de
potássio. A massa deste sal que é necessário medir é…
(A) 0,79 g.
(B) 7,9 g.
(C) 15,8 g.
(D) 79 g.
6. O volume de 1,00 dm3 de uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, contém 7,4 g
desta substância. Determine:
6.1 ĂĐŽŶĐĞŶƚƌĂĕĆŽŵŽůĂƌĚĞƐƚĂƐŽůƵĕĆŽ͕ĞŵŚŝĚƌſdžŝĚŽĚĞĐĄůĐŝŽ͖
6.2 Ă ƋƵĂŶƚŝĚĂĚĞ ĚĞ ŚŝĚƌſdžŝĚŽ ĚĞ ĐĄůĐŝŽ ƉƌĞƐĞŶƚĞ ŶƵŵĂ ĂŵŽƐƚƌĂ ĚĞ ϱϬ͕Ϭ ŵ> ĚĞƐƚĂ
solução.
7. Dissolveram-ƐĞϳ͕ϯŐĚĞĐůŽƌĞƚŽĚĞƐſĚŝŽ͕EĂы͕ĞŵϱϬϬŐĚĞĄŐƵĂĚĞƐŝŽŶŝnjĂĚĂ͘Determine
a percentagem em massa, %(m/m), de cloreto de sódio existente nesta solução.
8. O rótulo de uma embalagem com uma amostra de vinagre (fundamentalmente constituído
por uma solução aquosa de ácido acético) contém a seguinte informação: %(V/V) = 4%.
Complete a frase seguinte. A percentagem de 4% no rótulo…
(A) mostra que em 1,0 dm3 ĚĞĄŐƵĂĞdžŝƐƚĞŵϰŵ>ĚĞĄĐŝĚŽĂĐĠƚŝĐŽ͘
(B) indica que para cada 100 unidades volumétricas de água, 4 unidades correspondem a
ácido acético.
(C) mostra que existem 4 mg de ácido acético em 1 dm3 de água.
(D) indica que para cada 100 unidades volumétricas de vinagre, 4 unidades correspondem
a ácido acético.
9. Observe atentamente a figura seguinte.
Dados: Ar(Na) = 22,99 g molо1͖Ar(C) = 12,01 g molо1͖Ar(O) = 16,00 g molо1
De acordo com os dados da figura, podemos afirmar que…
(A) a concentração inicial da solução é 53 g dmо3 em Na2CO3.
(B) a concentração da solução final é 0,40 mol dmо3 em Na2CO3.
(C) ŽǀŽůƵŵĞĚĞĄŐƵĂĂĚŝĐŝŽŶĂĚŽăƐŽůƵĕĆŽŝŶŝĐŝĂůĠŝŐƵĂůĂϱϬϬŵ>͘
(D) a concentração inicial da solução é 0,080 mol dmо3 em Na2CO3.
62
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Módulo Q2
10. Pretende-se preparar uma solução aquosa de 1,2 mol dmо3 em hidróxido de sódio, com o
ǀŽůƵŵĞ ĚĞ ϭϬϬ͕Ϭ ŵ>͕ Ă ƉĂƌƚŝƌ ĚĞ ƵŵĂ ƐŽůƵĕĆŽ ϰ͕Ϭ ŵŽů Ěŵо3, também em hidróxido de
sódio.
10.1 Que volume de solução inicial se deve retirar?
dicionar.
10.2 Determine o volume de água desionizada que se deve adicionar.
11. EƵŵ ďĂůĆŽ ĚĞ ĚŝůƵŝĕĆŽ ĚĞ ϭϬϬ ŵ> ĞŶĐŽŶƚƌĂ-se uma solução
aquosa 0,10 mol dmо3 ĞŵEĂы͘ŽŵƵŵĂƉŝƉĞƚĂǀŽůƵŵĠƚƌŝĐĂ
retiraram-ƐĞ Ϯϱ ŵ> ĚĞƐƐĂ ƐŽůƵĕĆŽ͕ ƋƵĞ foram transvasados
ƉĂƌĂ ŽƵƚƌŽ ďĂůĆŽ ĚĞ ĚŝůƵŝĕĆŽ ĚĞ ϭϬϬ ŵ>͘ ŶĐŚĞƵ-se depois
este último, com água desionizada, até ao traço de
referência.
11.1 Calcule a massa do cloreto de sódio que ficou no
primeiro balão.
11.2 Determine a concentração em cloreto de sódio da nova
solução.
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63
Trabalhos de projeto
Para integrar os conhecimentos adquiridos ao longo do módulo sugere-se que se
proponham ao aluno pequenos projetos de trabalho que aprofundem os conceitos
trabalhados.
Os projetos poderão ser apresentados de modos diversos, dependendo dos recursos da
escola/alunos, e poderão constar de um portefólio global da turma ou do grupo de alunos.
Sugerem-se em seguida alguns trabalhos para os diferentes subtemas do módulo Q2.
1. Dispersões
Apresentação
ͻ Para este tema propõe-se que os alunos façam uma apresentação à turma acerca das
diferenças que existem entre solução, dispersão coloidal e suspensão, baseando-se em
exemplos do quotidiano. A apresentação oral deverá ser complementada com uma
apresentação PowerPoint®.
ͻ Outro grupo de alunos poderá fazer uma pesquisa sobre os diferentes tipos de
dispersões coloidais, referindo a fase dispersante, a fase dispersa e o respetivo tipo de
coloide, apresentando exemplos. A apresentação oral poderá ser complementada com
uma apresentação PowerPoint®.
2. Soluções
2.1 Pesquisa; elaboração de gráficos
Em relação à solubilidade de sais os alunos poderão:
ͻ Representar graficamente a solubilidade de outros sais em água, além dos já
mencionados no manual, em função da temperatura;
ͻ fazer uma pesquisa da solubilidade de diferentes gases em líquidos, em função da
pressão e da temperatura, além dos gases nitrogénio e oxigénio, já estudados;
ͻ fazer uma pesquisa sobre a aplicação da solubilidade de gases em líquidos.
2.2 Folheto
Em Química, a unidade fundamental é a mole, que é a unidade da grandeza quantidade de
matéria. Os alunos deverão elaborar um folheto referindo como surgiu esta unidade e também
qual foi o contributo dos químicos para o seu aparecimento e utilização.
64
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Módulo Q2
Propostas de trabalho por áreas de curso profissional
Módulo
Áreas de curso profissional
ͻ Saúde
ͻ Produção agrícola e animal
ͻ Tecnologia dos processos químicos
Módulo Q2
Propostas de trabalho
ͻ Análise documental sobre a composição de
soluções, através da análise e interpretação
dos rótulos de diferentes bebidas alcoólicas.
Fazer uma análise comparativa do teor em
álcool de várias bebidas e apresentar à
turma as conclusões.
ͻ Análise da composição química de diversos
medicamentos, nomeadamente de xaropes,
cremes e pomadas. Concluir sobre quais
têm mais gordura: os cremes ou as
pomadas.
Q2
ͻ Metalurgia e metalomecânica
ͻ Eletrónica e automação
ͻ Ciências informáticas
ͻ Eletricidade e energia
ͻ Análise documental sobre a composição de
soluções através da interpretação dos
rótulos de ácidos existentes no laboratório
da escola, nomeadamente ácido sulfúrico,
também existente nas baterias dos
automóveis.
- Interpretar os rótulos em termos de:
composição percentual em massa
о3
(ex.: 36,5%); densidade (ex.: 1,18 g cm );
о3
composição molar (ex.: 0,5 mol dm ).
- Interpretar os símbolos de segurança
existentes nos rótulos.
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65
Teste final – Módulo Q2
Módulo Q2
1. Objeto de avaliação
Quadro 1 – Matriz
MÓDULO Q2
1. Dispersões
2. Soluções
1.1 Classificação de dispersões em
soluções, coloides e suspensões.
2.1 Composição qualitativa de soluções.
2.2 Composição quantitativa de uma
solução.
Cotação
(em pontos)
50 a 120
80 a 150
2. Características e estrutura
Quadro 2 – Tipologia, número de itens e cotação
Tipologia de itens
Número de itens
Cotação por item
(em pontos)
Itens de seleção
ͻ Escolha múltipla
ͻ Ordenação
10 a 20
8
Itens de construção
ͻ Resposta curta
ͻ Resposta restrita
ͻ Cálculo
3a6
10 a 16
É fornecida a cotação por item na última página do teste.
O teste não inclui formulário nem Tabela Periódica.
Para mais informações acerca das características do teste final consultar os itens comuns,
na página 42 do CAP.
66
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Módulo Q2
Teste final – Módulo Q2
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________
Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________
Grupo I
Tendo em atenção os conceitos de dissolução e de solubilidade, responda às questões que se
seguem.
1. De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) A solubilidade é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver, a determinada
temperatura, numa dada quantidade de solução.
(B) A dissolução de sólidos em líquidos, a uma dada temperatura, pode ser acelerada
aumentando o estado de divisão do soluto e a agitação.
(C) Quanto maior for o estado de divisão e a agitação da solução maior será a solubilidade
desse soluto num dado solvente, a uma dada temperatura.
(D) Alguns solventes são universais, isto é, dissolvem todo e qualquer soluto.
2. Indique o nome de uma solução sólida, uma solução líquida e uma solução gasosa.
3. A solubilidade de um soluto depende do solvente, do próprio soluto e de algumas
condições físicas como, por exemplo, a temperatura. Para a maior parte dos compostos, o
processo de solubilização é um processo endotérmico. Refira se a solubilidade da maior
parte dos solutos aumenta ou diminui com a temperatura.
4. Explique a diferença entre solução saturada e solução não saturada.
Grupo II
1. No gráfico estão representadas as curvas de
solubilidade de quatro sais, em função da
temperatura.
1.1 Selecione a opção que completa corretamente a
frase seguinte.
O sal cuja solubilidade diminui com o aumento
da temperatura é o…
(A) sal I.
(C) sal III.
(B) sal II.
(D) sal IV.
1.2 Complete de forma correta a frase seguinte.
Os sais que apresentam a mesma solubilidade à temperatura de 50 °C são os…
(A) sais I e II.
(B) sais II e III.
(C) sais I e IV.
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(D) sais II e IV.
67
Módulo Q2
2. As solubilidades de três sais encontram-se registadas na tabela seguinte.
Sal
Solubilidade / g dm
Nitrato de sódio
о3
Temperatura / °C
950
25
Carbonato de cálcio
0,014
25
Hidróxido de cálcio
0,96
25
De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A)
(B)
(C)
(D)
O nitrato de sódio é o sal mais solúvel em água.
O carbonato de cálcio é mais solúvel em água do que o hidróxido de cálcio.
O nitrato de sódio é menos solúvel em água do que o hidróxido de cálcio.
Dos sais representados na tabela, o mais solúvel em água é o carbonato de cálcio.
3. A solubilidade de um determinado sal em água, a 25 °C, é 7,90 g / 100 g de água. Num
recipiente colocaram-se 29,0 g desse sal e 220 g de água, à temperatura de 25 °C. Passado
algum tempo, procedeu-se à separação das duas fases da mistura.
Determine a massa de sal que se depositou no fundo do recipiente.
4. Complete de forma correta a frase seguinte.
Uma solução é…
(A) uma mistura homogénea.
(C) uma mistura constituída por um soluto e água.
(B) uma dispersão coloidal.
(D) qualquer mistura de dois ou mais componentes.
Grupo III
1. De entre duas soluções constituídas pelo mesmo soluto e pelo mesmo solvente, a solução
menos concentrada é a que tem…
(A) maior quantidade de soluto no mesmo volume de solução ou a mesma quantidade de
soluto num menor volume de solução.
(B) menor quantidade de soluto no mesmo volume de solução ou a mesma quantidade
de soluto num maior volume de solução.
(C) maior quantidade de soluto no mesmo volume de solução ou a mesma quantidade de
soluto num maior volume de solução.
(D) menor quantidade de soluto no mesmo volume de solução ou a mesma quantidade
de soluto num menor volume de solução.
68
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Módulo Q2
2. O rótulo de um frasco que contém uma solução aquosa de hidróxido de potássio, KOH (aq),
tem as seguintes informações: data de preparação da solução e o valor da sua
concentração: 7,0 g dmо3 em KOH.
Dado: M(KOH) = 56,11 g molо1
2.1 Identifique o soluto e o solvente da solução.
2.2 Complete de forma correta a frase seguinte.
Dizer que a concentração desta solução é igual a 7,0 g dmо3 significa que…
(A)
(B)
(C)
(D)
em 0,50 dm3 de solução existem 7,0 g de soluto.
em 1,00 dm3 de solução existem 14,0 g de soluto.
em 1,50 dm3 de solução existem 10,5 g de soluto.
em 2,00 dm3 de solução existem 3,5 g de soluto.
2.3 Determine a quantidade química de soluto que existe em 250 cm3 de solução.
3. Dissolveram-se 4,5 g de sacarose, C6H12O6, em água para preparar 250,0 mL de solução.
Dado: M(C6H12O6) = 180,16 g molо1
3.1 Selecione a opção que corresponde à quantidade de soluto existente na solução.
(A) 1,25 × 10о2 mol C6H12O.
(C) 3,755 × 10о2 mol C6H12O.
(B) 2,50 × 10о2 mol C6H12O.
(D) 1,00 × 10о1 mol C6H12O.
3.2 Considerando a massa da solução igual a 250,0 g, determine a percentagem em massa
de sacarose existente na solução.
3.3 Selecione a opção que corresponde ao valor da concentração molar desta solução.
(A) 0,01 mol dmо3
(C) 0,10 mol dmо3
(B) 0,05 mol dmо3
(D) 0,20 mol dmо3
4. O ácido nítrico comercial, HNO3 (aq), tem concentração 15,3 mol dmо3.
Um recipiente idêntico ao da figura foi utilizado para preparar, com
rigor, uma solução diluída de ácido nítrico, a partir de 25,0 mL da
solução comercial.
Dado: M(HNO3) = 63,02 g molо1
4.1 Selecione a opção que corresponde ao valor do fator de diluição.
(A) 0,10
(B) 0,25
(C) 2,50
(D) 10,0
4.2 Determine a concentração da solução de ácido nítrico que se
encontra no recipiente da figura.
4.3 Para medir o volume de 25,0 mL de ácido nítrico comercial deve utilizar-se…
(A) uma pipeta graduada.
(C) um balão de Erlenmeyer.
(B) uma proveta.
(D) um balão volumétrico.
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69
Módulo Q2
4.4 Ao diluir a solução, um aluno ultrapassou ligeiramente o traço de referência do
recipiente da figura. Para proceder ao acerto de volume, pelo traço de referência, o
aluno retirou um pouco de solução com a ajuda de um conta-gotas. O aluno realizou
um procedimento…
(A)
(B)
(C)
(D)
correto e a solução ficou com uma concentração inferior à que se pretendia.
correto e a solução ficou com uma concentração superior à que se pretendia.
incorreto e a solução ficou com uma concentração inferior à que se pretendia.
incorreto e a solução ficou com uma concentração superior à que se pretendia.
Item
Cotação (em pontos)
Grupo
I
II
III
1.
8
1.1
10
1.
8
2.
10
1.2
10
2.1
10
3.
10
2.
8
2.2
10
4.
12
3.
15
2.3
15
40
4.
8
3.1
10
51
3.2
10
3.3
10
4.1
10
4.2
10
TOTAL
70
4.3
8
4.4
8
109
200
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Trabalho de recuperação de módulo
Módulo Q2
Módulo Q2
1. Objeto de avaliação
No teste de recuperação do módulo Q2 é proposto um trabalho escrito em que serão
avaliadas as aprendizagens correspondentes aos dois subtemas num trabalho individual
escrito, com duração limitada (90 min), enquadrado por um conjunto de competências, que
poderão incluir:
ͻ interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
ͻ elaboração e interpretação de representações gráficas;
ͻ interpretação de dados;
ͻ interpretação de fontes de informação diversas;
ͻ produção de textos.
2. Características da prova
Modalidade da prova: trabalho escrito.
Elaboração: O trabalho é individual e poderá ser elaborado com consulta do manual e de
outras fontes bibliográficas, nomeadamente da internet; deverá ser elaborado num
processador de texto, como o Microsoft Word®, e deverá ser escrito utilizando as próprias
palavras do aluno, sem plágio.
Apresentação: O tipo de letra a utilizar deverá ser Arial, tamanho 11 e espaçamento 1,5.
O texto deverá ser justificado.
3. Critérios de classificação
Propõe-se que a classificação a atribuir ao teste seja distribuída do seguinte modo:
ͻ questão 1 – 150 pontos;
ͻ questão 2 – 50 pontos.
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71
Módulo Q2
1. Considere a preparação de uma solução por diluição de outra de concentração
conhecida. Partindo de uma solução de hidróxido de sódio, NaOH, de concentração c1
igual a 0,5 mol dmо3, pretende-se preparar, por diluição, uma solução de concentração c2
igual a 0,25c1.
a) Calcule o fator de diluição.
b) Para a diluição indicada, e partindo de um volume inicial de 10 mL de solução mais
concentrada, determine o volume final de solução.
c) Indique o material de laboratório necessário para efetuar corretamente esta diluição.
2. Considere as informações dos rótulos dos três frascos:
Indique os frascos por ordem crescente de concentração dos conteúdos.
FIM
72
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Soluções
Módulo Q2
Fichas
Ficha formativa – Módulo Q2
1.
Opção (C).
2.1
A 15 °C, a massa máxima de sal X dissolvido em 100 g de água é 20 g.
ଷ଻ ୥ ୢୣ ୱୟ୪ ଡ଼
=
ଶ଴ ୥ ୢୣ ୱୟ୪ ଡ଼
௠
ଵ଴଴ ୥ ୢୣ ž୥୳ୟ
=
ଵ଴଴ ୥ ୢୣ ž୥୳ୟ
ହ଴଴ ୥ ୢୣ ž୥୳ୟ
֞ m = 500 g de água.
2.2
A 35 °C, em 100 g de água existem 37 g de sal X.
2.3
Opção (C). A solução saturada de X, a 25 °C, contém 28 g de sal por 100 g de água.
ଶ଼ ୥ ୢୣ ୱୟ୪ ଡ଼
ଵସ଴ ୥ ୢୣ ୱୟ୪ ଡ଼
3.1
ଵ଴଴ ୥ ୢୣ ž୥୳ୟ
=
ଵ଼ହ ୥ ୢୣ ୱୟ୪ ଡ଼
௠
֞ m = 100 g X.
֞ m = 500 g de água. msolução = msoluto + msolvente ՜ msolução = 140 + 500 = 640 g.
௠
௠
о1
M(NaCы) = 22,99 + 35,45 = 58,44 g mol ; n =
ெ
՜ n =
଼଻,଼
= 1,50 mol NaCы͖ c =
ହ଼,ସସ
௡
՜ c =
௏
ଵ,ହ଴
଻ହ଴×ଵ଴షయ
=
о3
= 2,00 mol dm NaCы͘
3.2
ଶ଼,ସ
о1
M(Na2SO4) = 2 × 22,99 + 32,07 + 4 × 16,00 = 142,05 g mol ; n =
о1
ଵସଶ,଴ହ
о1
= 2,00 × 10
mol Na2SO4; c =
ଶ,଴଴×ଵ଴షభ
ଶ,଴଴
=
о3
= 1,00 × 10 mol dm Na2SO4.
3.3
ସଵ,ହ
о1
M(K2CO3) = 2 × 39,10 + 12,01 + 3 × 16,00 = 138,21 g mol ; n =
ଵଷ଼,ଶଵ
о1
= 3,00 × 10
mol K2CO3; c =
ଷ,଴଴×ଵ଴షభ
ଵ଴଴×ଵ଴షయ
=
о3
= 3,00 mol dm K2CO3.
4.
о1
Opção (D). M(CuSO4) = 63,55 + 32,07 + 4 × 16,00 = 159,62 g mol ; cm =
n=
ସ,଼
о2
ଵହଽ,଺ଶ
= 3,00 × 10 mol CuSO4; c =
ଷ,଴଴×ଵ଴షమ
ଷ଴଴×ଵ଴షయ
௠
՜ cm =
௏
ସ,଼
ଷ଴଴×ଵ଴షయ
= 16 g dm
о3
CuSO4;
о3
= 0,10 mol dm CuSO4.
о3
о2
5.
Opção (B). n = c × V ՜ n = 0,2 × 250,0 × 10 = 5,00 × 10 mol KMnO4; M(KMnO4) = 39,10 + 4 × 16,00 + 54,94 =
о1
о2
= 158,04 g mol ; m = n × M ՜ m = 5,00 × 10 × 158,04 = 7,9 g KMnO4.
6.1
M(Ca(OH)2) = 40,08 + 2 × (1,008 + 16,00) = 74,10 g mol ; n =
о1
՜c=
ଵ,଴ × ଵ଴షభ
ଵ,଴଴
о1
௠
ெ
՜n=
଻,ସ
= 1,0 × 10
଻ସ,ଵ଴
о1
mol Ca(OH)2; c =
௡
௏
՜
о3
= 1,00 × 10 mol dm Ca(OH)2.
о1
о3
о3
6.2
n = c × V ՜ n = 1,00 × 10 × 50,0 × 10 = 5,00 × 10 mol Ca(OH)2.
7.
%(m/m) =
8.
Opção (D).
9.
Opção (B). M(Na2CO3) = 105,99 g mol ; n =
௠౩౥ౢ౫౪౥
௠౩౥ౢ౫­
౥
× 100 ՜ %(m/m) =
଻,ଷ
଻,ଷାହ଴଴
× 100 = 1,44%.
о1
௠
ெ
՜ n =
ଶଵ,ଶ
ଵ଴ହ,ଽଽ
о3
= 0,200 mol Na2CO3; c =
= 0,40 mol dm Na2CO3. As restantes estão incorretas porque: (A) cm i =
= Vf – Vi ՜ Vadicionado = 500 – 200 = 300 mL. (D) ci =
о3
௖ౣ
௏
՜ ci =
ଵ଴଺
௠
௏
՜ cm i =
ଶଵ,ଶ
ଶ଴଴ × ଵ଴షయ
௡
௏
՜ c =
଴,ଶ଴
଴,ହ଴଴
=
о3
= 106 g dm . (C) Vadicionado =
о3
ଵ଴ହ,ଽଽ
= 1,00 mol dm .
3
10.1 ni = nf ՜ ci Vi = cf Vf ՜ 4,0 × Vi = 1,2 × 100 × 10 ֞ Vi = 0,030 dm = 30 mL.
10.2 Vágua adicionada = 100 – 30 = 70 mL
о1
o
о2
11.1 M(NaCы) = 58,44 g mol ; no 1. balão: n = c × V ՜ n = 0,10 × 0,100 = 1,00 × 10 mol NaCы; em 25 mL retirados: n = c × V ՜
о3
о3
о2
о3
о3
՜ n = 0,10 × 25 × 10 = 2,50 × 10 mol NaCы; restou no balão: n = 1,00 × 10 оϮ͕ϱϬ× 10 = 7,50 × 10 mol NaCы;
о3
m = n × M ՜ m = 7,5 × 10 × 58,44 = 0,44 g NaCы.
௡
ଶ,ହ × ଵ଴షయ
௏
଴,ଵ଴଴
11.2 c = ՜ c =
о2
о3
= 2,5 × 10 mol dm .
Teste final – Módulo Q2
1.
2.
3.
Grupo I
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) A solubilidade é a quantidade máxima de soluto que se pode
dissolver num determinado solvente, a uma dada temperatura. (C) Um maior estado de divisão do soluto e a
agitação não faz aumentar a solubilidade. O que aumenta a solubilidade é a rapidez com que se processa a
dissolução. (D) Não existem solventes universais.
Solução sólida – bronze, por exemplo. Solução líquida – vinagre, por exemplo. Solução gasosa – ar.
A solubilidade da maior parte dos solutos aumenta com o aumento da temperatura.
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73
Módulo Q2
4.
1.1
1.2
2.
3.
Uma solução saturada contém a quantidade de soluto dissolvido igual à solubilidade para uma dada temperatura. Se
se adicionar um pouco mais de soluto a uma solução saturada, este já não se dissolve. Uma solução saturada ainda
pode dissolver soluto até atingir o estado de solução saturada.
Grupo II
Opção (A). De acordo com o gráfico, à medida que a temperatura aumenta, a solubilidade do sal vai diminuindo.
Opção (C).
Afirmação (A). As restantes estão incorretas porque: (B) e (D) De acordo com a tabela, o carbonato de cálcio é o sal
menos solúvel em água. (C) O nitrato de sódio, de entre os três sais, é o mais solúvel porque apresenta maior valor
de solubilidade.
଻,ଽ଴ ୥ ୢୣ ୱୟ୪
=
௠
ଵ଴଴ ୥ ୢୣ ž୥୳ୟ
ଶଶ଴ ୥ ୢୣ ž୥୳ୟ
֞ m = 17,38 g; msal depositado = mtotal – msal dissolvido = 29,0 – 17,38 = 11,6 g.
4.
Opção (A), por definição de solução.
1.
2.1
2.2
Grupo III
Opção (B).
Soluto – hidróxido de potássio, KOH. Solvente – água.
3
3
Opção (C). As restantes estão incorretas porque: (A) Em 0,50 cm de solução existem 3,5 g de KOH. (B) Em 1 dm de
3
solução existem 7,0 g de KOH. (D) Em 2,0 dm de solução existem 14 g de soluto.
2.3
m = cm × V ՜ m = 7,0 × 250 × 10 = 1,75 g KOH; M(KOH) = 56,11 g mol ; n =
3.1
Opção (B). n =
3.2
%(m/m) =
о3
௠
௠ೞ೚೗ೠ೟೚
௠ೞ೚೗ೠ­
3.3
Opção (C). cm =
4.1
Opção (D). f =
௖౟
՜ 10 =
4.2
f=
4.3
4.4
Opção (A).
Opção (C).
௖౜
՜݊=
ெ
೚
ସ,ହ
ଵ଼଴,ଵ଺
ସ,ହ
௖౜
՜f=
ெ
՜݊=
ଵ,଻ହ
ହ଺,ଵଵ
о2
= 3,1 × 10 mol KOH.
о2
ସ,ହ
ଶହ଴
о3
= 18 g dm ; c =
× 100 = 1,8%.
௖೘
ெ
՜c=
ଵ଼
о1
ଵ଼଴,ଵ଺
о3
= 1,0 × 10 mol dm .
= 10.
ଶହ
ଵହ,ଷ
֞ cf =
௠
= 2,5 × 10 mol C6H12O6.
× 100 ՜ %(m/m) =
ଶହ଴×ଵ଴షయ
௏౜
ଶହ଴
௏౟
ଵହ,ଷ
о1
ଵ଴
о3
= 1,53 mol dm .
Questões laterais – Manual
Página 46
ͻ Aos 65,0 g de nitrato de potássio dissolvidos em 200 g de água corresponde um valor de 32,5 g de nitrato de potássio
଺ହ,଴
× 100ቁ, inferior à solubilidade do nitrato de potássio em água a 30 °C, que é 45,8 g de KNO3
por 100 g de água ቀ
ଶ଴଴
por 100 g de água. Logo a solução obtida é não saturada (ou insaturada), e o soluto dissolve-se totalmente.
Página 47
ͻ O mais solúvel é o oxigénio molecular, O2, porque tem uma solubilidade de, aproximadamente, 0,005 g por 100 g de
H2O, enquanto o nitrogénio molecular, N2, à mesma temperatura e pressão, tem uma solubilidade de
aproximadamente 0,002 g por 100 g de H2O.
Página 51
23
24
ͻ Número de átomos de Ag = n(Ag) × NA = 4,5 × 6,02 × 10 = 2,71 × 10 .
Página 52
23
24
ͻ Número de moléculas de H2O = n(H2O) × NA = 2,5 × 6,02 × 10 = 1,50 × 10 moléculas de água.
Página 53
о1
ͻ Mr(H2O2) = 2 × Ar(H) + 2 × Ar(O) = 2 × 1,008 + 2 × 16,00 = 34,02 ՜ M(H2O2) = 34,02 g mol .
Página 56
௠
ହ଼,ସସ
о1
= 1 mol EĂы͖
ͻ M;EĂыͿсϮϮ͕ϵϵнϯϱ͕ϰϱ ֞ M;EĂыͿсϱϴ͕ϰϰŐŵŽů ; ݊ୱ୭୪୳୲୭ = ౩౥ౢ౫౪౥ ՜ ݊ୱ୭୪୳୲୭ =
ܿ=
௡౩౥ౢ౫౪౥
௏౩౥ౢ౫­
౥
՜ܿ=
ଵ
଴,ହ
ெ౩౥ౢ౫౪౥
ହ଼,ସସ
֞ ܿ = 2 mol dmିଷ .
Página 57
ͻ O valor 35% (m/V) significa que na solução considerada existem 35 g de soluto em cada 100 mL de solução.
página 60
ଶ,ହ଴×ଶ,଴଴
֞ ܸ୧ = 0,67 dmଷ .
ͻ ܿ୧ × ܸ୧ = ܿ୤ × ܸ୤ ՜ 7,50 × ܸ୧ = 2,50 × 2,00 ֞ ܸ୧ =
଻,ହ଴
74
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Módulo Q2
Questões teórico-práticas – Manual
Atividade Laboratorial 1
1.1
Balão volumétrico de 200 mL; vidro de relógio; espátula; balança analítica; copo de precipitação de 250 mL; esguicho
de água desionizada; funil; vareta de vidro; rótulo.
1.2
c=
1.3
Opção (C). M(KMnO4) = 158,04 g mol ; n =
௡౩౥ౢ౫౪౥
௏౩౥ౢ౫­
౥
о2
՜ nsoluto = 0,300 × 0,200 ֞ nsoluto = 6,00 × 10 mol KMnO4.
о1
௠
ெ
о2
՜ m = n × M ՜ m = 6,00 × 10 × 158,04 ֞ m = 9,48 g.
Atividade Laboratorial 2
1.1
1.2
n = c × V ՜ n = 0,50 × 0,500 ֞ n = 0,25 mol CH3COOH.
о1
M(CH3COOH) = 60,05 g mol ; m = n × M ՜ m = 0,25 × 60,05 ֞ m = 15,0 g CH3COOH.
1.3
m=ʌ×V՜V=
ଵହ
ଵ,଴଼
3
֞ V = 14 cm .
Atividade Laboratorial 3
௏౜
՜4=
଴,ଶହ଴
3
֞ Vi = 0,0625 dm ou Vi = 62,5 mL; Va retirar = 62,5 mL.
1.1
f=
1.2
f=
1.3
O volume existente no balão de 500 mL após a retirada de 62,5 mL é: V сϱϬϬоϲϮ͕ϱ֞ V = 437,5 mL. A quantidade de
о3
о1
EĂы ĞdžŝƐƚĞŶƚĞ Ğŵ ϰϯϳ͕ϱ ŵ> ĚĞ ƐŽůƵĕĆŽ Ġ͗ n = c × V ՜ n = 0,40 × 437,5 × 10 ֞ n = 1,75 × 10 ŵŽů EĂы͖
௏౟
௖౟
௖౜
՜4=
௏౟
଴,ସ଴
௖౜
о3
֞ cf = 0,10 mol dm .
о1
௡
ଵ,଻ହ×ଵ଴షభ
௏
଴,ହ଴଴
M;EĂыͿ = 58,44 g mol ; c = ՜ c =
о3
о3
֞ c = 0,35 mol dm ; cm = c × M ՜ cm = 0,35 × 58,44 ֞ cm = 20,5 g dm .
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75
Planificações
Módulo Q3
Reações químicas. Equilíbrio químico homogéneo
Planificação a médio prazo
Conteúdos
Número de aulas
1. Reações químicas
5
2. Aspetos energéticos de uma reação química
2
3. Reações incompletas e equilíbrio químico
6
Resolução de exercícios
3
Atividade laboratorial 1
1
Atividade laboratorial 2
1
Preparação, realização e entrega do teste global do módulo
4
Total
22
Planificação aula a aula
A planificação proposta foi elaborada considerando a existência de cinco tempos semanais,
mas pode facilmente ser adaptada caso a disciplina apenas tenha 3 ou 4 tempos semanais.
1. Reações químicas
Aulas n.o 1 e 2
100 min
ͻ Apresentação do módulo aos alunos.
ͻ Marcação da data do teste final do módulo Q3.
Sumário
ͻ Nomenclatura dos compostos inorgânicos.
ͻ Escrita e leitura de reações químicas.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
78
ͻ Manual: exercícios 1 a 4 (págs. 70 e 71).
ͻ
Apresentação: reações químicas
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Módulo Q3
Aulas n.o 3 e 4
100 min
ͻ Velocidade de uma reação química.
ͻ Equações químicas: escrita e acerto, significado das fórmulas químicas.
Sumário
ͻ Cálculos estequiométricos.
ͻ Reagente limitante e reagente em excesso.
ͻ Início da resolução da ficha formativa 1.
ͻ Manual: exercícios 5 a 12 (págs. 74, 81, 85 e 86).
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 1 a 12.
Recursos
disponíveis
ͻ
Animação: Como alterar a velocidade de uma reação
Atividade: Acerto de equações e cálculos estequiométricos
Resolução: Cálculo da estequiometria da reação
Apresentação: Reagente limitante e reagente em excesso
Aula n.o 5
50 min
ͻ Rendimento de uma equação química.
Sumário
ͻ Consolidação da matéria dada nas aulas anteriores.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 13 e 14 (pág. 87).
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 13 e 14.
ͻ
Teste: Reações químicas
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79
Módulo Q3
2. Aspetos energéticos de uma reação química
Aulas n.o 6 e 7
100 min
ͻ Energia interna de um sistema químico.
ͻ Equações termoquímicas.
Sumário
ͻ Variação de entalpia e ligações químicas.
ͻ Energia térmica, efeitos ambientais.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 15 a 17 (pág. 93).
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 1 a 6.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Aspetos energéticos de uma reação química
Simulador: Variação de entalpia
Teste: Aspetos energéticos de uma reação química
3. Reações incompletas e equilíbrio químico
Aulas n.o 8 e 9
100 min
ͻ Reações completas e reações incompletas.
ͻ Reações reversíveis e irreversíveis.
Sumário
ͻ Reações reversíveis e estado de equilíbrio.
ͻ Equilíbrios homogéneos e equilíbrios heterogéneos.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 18 a 20 (pág. 99).
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa 3, exercícios 1 a 4.
ͻ
Apresentação: Reações incompletas e equilíbrio químico
Animação: Equilíbrio químico
80
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Módulo Q3
Aula n.o 10
50 min
ͻ Constante de equilíbrio.
Sumário
ͻ Cálculos com a constante de equilíbrio.
ͻ Quociente da reação.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 21 a 23 (págs. 104 e 106).
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa 3, exercícios 5 a 8.
ͻ
Resolução: Cálculo da constante de equilíbrio
Aulas n.o 11 e 12
100 min
ͻ Princípio de Le Châtelier.
Sumário
ͻ Equilíbrios químicos em processos industriais.
ͻ Continuação da resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercício 24 (pág. 112)
ͻ CAP: ficha formativa 3, exercícios 9 a 13.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Equilíbrios e desequilíbrios de um sistema reacional
Animação: Princípio de Le Châtelier
Resolução: Como aplicar o Princípio de Le Châtelier
Teste: Reações incompletas e equilíbrio químico
Aulas n.o 13 e 14
100 min
Sumário
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios pendentes das aulas anteriores.
ͻ CAP: ficha formativa 3, exercícios pendentes das aulas anteriores.
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81
Módulo Q3
1. Reações químicas
2. Aspetos energéticos de uma reação química
3. Reações incompletas e equilíbrio químico
Aula n.o 15
Sumário
Recursos
disponíveis
50 min
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ CAP: fichas formativas 1, 2 e 3, exercícios pendentes das aulas anteriores.
Aulas n.o 16 e 17
100 min
ͻ Conclusão da resolução de exercícios propostos nas fichas formativas.
Sumário
ͻ Atividade laboratorial 1 – Síntese do sal complexo sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado.
ͻ Resolução das questões teórico-práticas.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 1 (pág. 115).
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: fichas formativas 1, 2 e 3, exercícios pendentes das aulas anteriores.
ͻ
Vídeo: Síntese do sal complexo sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado
Aula n.o 18
Sumário
50 min
ͻ Atividade laboratorial 2 – Estudo do equilíbrio com iões de cobalto no cloreto
de cobalto (II).
ͻ Resolução das questões teórico-práticas.
Recursos
disponíveis
82
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 2 (pág. 116).
ͻ
Vídeo: Estudo do equilíbrio com iões de cobalto no cloreto de cobalto (II)
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Módulo Q3
Aulas n.o 19 e 20
100 min
ͻ Revisão dos conceitos fundamentais.
Sumário
ͻ Resolução do teste global do Módulo Q3.
ͻ Preparação para o teste final do Módulo Q3.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: teste global Módulo Q3 (pág. 118).
Aulas n.o 21 e 22
100 min
Sumário
ͻ Teste final do Módulo Q3.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: teste final – Módulo Q3.
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83
Ficha formativa 1
Módulo Q3
Módulo Q3
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Reações químicas
1. Considere o conjunto X, constituído por fórmulas químicas de substâncias.
X = { K2O; NO3; Ca(OH)2͖DŐы2}
1.1 De entre as fórmulas apresentadas, selecione a que representa:
i) um óxido molecular;
ii) um óxido iónico;
iii) um sal;
iv) um hidróxido.
1.2 Escreva os nomes das substâncias assinaladas em i, ii, iii e iv.
1.3 Considere a fórmula química HNO3 (aq).
i) Como se chama a família de substâncias que ela representa, quando se encontra
em solução aquosa?
ii) Que iões origina esta substância, em solução aquosa?
2. Considere a transformação química representada pelo seguinte esquema de palavras.
Aquecimento
Óxido vermelho de mercúrio (s) ሱۛۛۛۛۛۛሮ Mercúrio (ы) + Oxigénio (g)
2.1 Identifique as substâncias que se formam nesta reação química.
2.2 Qual o fator que levou à ocorrência desta reação química?
2.3 Selecione a opção que completa, de forma correta, a frase seguinte.
Nesta reação química a formação de novas substâncias pode ser detetada através de…
(A) libertação de gás.
(B) formação de um sólido.
(C) formação de uma chama.
(D) formação de um líquido vermelho.
3. Complete, de forma correta, os textos I, II e III.
I. Numa reação química, os ____________ que entram na constituição dos produtos da
reação são os ____________ que faziam parte dos ____________, apenas estão
____________ de forma diferente.
II. As equações químicas têm de ser escritas de acordo com a Lei de ____________; daí
surgirem, por vezes, ____________ numéricos antes das ____________ químicas.
III. Nas transformações químicas os átomos não se ____________ nem se ____________.
Os mesmos átomos estão ligados de maneira ____________ nos reagentes e nos
produtos da reação. Daí os reagentes e os produtos da reação serem substâncias
____________.
84
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Módulo Q3
4. Considere os seguintes esquemas químicos:
I. (NH4)2CO3 (aq) + CaCы2 (aq) ՜ CaCO3 (s) + NH4Cы (aq)
II. NH4OH (aq) + H2SO4 (aq) ՜ (NH4)2SO4 (aq) + H2O (ы)
III. KNO3 (s) ՜ KNO2 (s) + O2 (g)
IV. Na2S (s) + ZnCы2 (aq) ՜ NaCы(aq) + ZnS (s)
Acerte os esquemas químicos de modo a transformá-los em equações químicas.
5. Escreva as equações químicas que traduzem as seguintes reações.
I. O clorato de potássio, no estado sólido, decompõe-se por ação do calor originando
cloreto de potássio no estado sólido, e libertando oxigénio.
II. O sódio metálico reage com a água originando o respetivo hidróxido em solução
aquosa e libertando oxigénio.
о
о
Dados: ião potássio - K+; ião sódio - Na+; ião clorato - CыOെ
4 ; ião cloreto - Cы ; ião hidróxido - OH
6. Considere as seguintes equações químicas:
I. 3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq) ՜ 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (ы)
II. Aы2O3 (s) + 6 HNO3 (aq) ՜ 2 Aы(NO3)3 (aq) + 3 H2O (ы)
III. 4 Zn (s) + 10 HNO3 (aq) ՜ 4 Zn(NO3)2 (aq) + NH4NO3 (aq) + 3 H2O (ы)
Identifique a reação em que se consome mais ácido nítrico para se obter 1,00 mol de água.
7. Ao aquecer-se nitrato de potássio, KNO3, este decompõe-se em nitrito de potássio, KNO2, e
liberta-se oxigénio, de acordo com a seguinte equação química:
2 KNO3 (s) ՜ 2 KNO2 (s) + O2 (g)
Suponha que se aqueceram 95,0 g de nitrato de potássio.
Dados: M(KNO3) = 101,11 g molо1; M(KNO2) = 85,11 g molо1; Vm (PTN) = 22,4 mol dmо3
7.1 Determine o volume de oxigénio que se liberta, nas condições PTN.
7.2 Calcule a quantidade de nitrito de potássio que se obteve.
8. Consumiram-se completamente 50,0 g de carbonato de cálcio puro, de acordo com a
seguinte equação química:
CaCO3 (s) + 2 HCы (aq) ՜ CO2 (g) + CaCы2 (aq) + H2O (ы)
Dados: M(CaCO3) = 100,09 g molо1; M(H2O) = 18,02 g molо1; Vm (PTN) = 22,4 mol dmо3
Classifique cada uma das frases seguintes como verdadeira ou falsa.
(A)
(B)
(C)
(D)
Nesta reação consomem-se 0,50 mol de CaCO3 (s).
O volume de CO2 (g) libertado, nas condições PTN, é igual a 22,4 L.
Consumiram-se 6,02 × 1023 moléculas de HCы.
A massa de água que se forma é igual a 18,0 g.
9. Uma solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3, reage com uma solução aquosa de cloreto
de bário, BaCы2, de acordo com a equação química seguinte:
2 AgNO3 (aq) + BaCы2 (aq) ՜ Ba(NO3)2 (aq) + 2 AgCы (s)
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85
Módulo Q3
Suponha que se adicionaram 12,6 g de AgNO3 a 8,4 g de BaCы2.
Dados: M(AgNO3) = 169,91 g molо1; M(BaCы2) = 208,20 g molо1
9.1 Identifique o reagente limitante.
9.2 Determine a quantidade de cloreto de prata que precipita.
10. Uma amostra de sulfureto de zinco, ZnS, com a massa de 1,945 kg contém 15% de
impurezas. Esta amostra sofre combustão completa numa atmosfera de oxigénio com a
massa de 1,00 kg originando óxido de zinco II, ZnO, e dióxido de enxofre, SO2. A equação
química seguinte traduz esta reação de combustão:
2 ZnS (s) + 3 O2 (g) ՜ 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)
Dados: M(ZnS) = 97,45 g molо1; M(O2) = 32,00 g molо1
10.1 Indique o reagente que se encontra em excesso na reação.
10.2 Determine a quantidade de óxido de zinco formado.
10.3 Calcule a massa de reagente que não reagiu.
11. A combustão de 70,0 kg de um carvão, C, produz 155,0 kg de dióxido de carbono, CO2.
C (s) + O2 (g) ՜ CO2 (g)
Determine o grau de pureza deste carvão.
Dados: M(C) = 12,01 g molо1; M(CO2) = 44,01 g molо1
12. Uma amostra de 12,5 g de carbonato de magnésio, MgCO3, foi tratada com excesso de
ácido sulfúrico, ocorrendo a reação química seguinte:
MgCO3 (s) + H2SO4 (aq) ՜ MgSO4 (aq) + CO2 (g) + H2O (ы)
Nesta reação obtiveram-se 600,0 cm3 de dióxido de carbono, medidos nas condições PTN.
Dados: M(MgCO3) = 84,32 g molо1; Vm (PTN) = 22,4 mol dmо3
O grau de pureza da amostra de carbonato de magnésio é…
(A) 82%.
(B) 43%.
(C) 75%.
(D) 18%.
13. Por oxidação de 75,0 kg de tolueno, C6H5CH3, obtiveram-se 73,4 kg de ácido benzoico,
C6H5COOH. A equação química que traduz esta reação é a seguinte:
C6H5CH3 + O2 ՜ C6H5COOH + H2
Dados: M(C6H5CH3) = 92,13 g molо1; M(C6H5COOH) = 122,12 g molо1
Determine o rendimento desta reação.
14. O rendimento de uma reação química entre o tricloreto de fósforo, PCы3, e o cloro, Cы2, é
85%. A equação química que traduz esta reação é:
PCы3 + Cы2 ՜ PCы5
Dados: M(PCы3) = 137,32 g molо1; M(PCы5) = 208,22 g molо1; Vm (PTN) = 22,4 mol dmо3
14.1 Determine a massa de tricloreto de fósforo que é preciso utilizar para se obterem
50,0 g de pentacloreto de fósforo.
14.2 Calcule o volume de cloro que se consumiu, nas condições PTN.
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Ficha formativa 2
Módulo Q3
Módulo Q3
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Aspetos energéticos de uma reação química
1. Considere as figuras A, B e C.
Complete as frases seguintes de modo a torná-las verdadeiras.
I.
II.
II.
O balão representado em A constitui um sistema ______________ porque se verifica
haver ______________ com o meio exterior.
O balão representado em B constitui um sistema ______________ porque há
______________ de ______________ mas não existe ______________ de ______________ com o
meio exterior.
O balão representado em C constitui um sistema ______________ porque _____________
com o meio exterior.
2. Selecione a afirmação correta.
(A) Quando se quebra uma ligação química há libertação de energia.
(B) Numa reação endotérmica a soma das energias de ligação dos produtos da reação é
superior à soma das energias de ligação dos reagentes.
(C) EĂƐƌĞĂĕƁĞƐĞdžŽƚĠƌŵŝĐĂƐĂǀĂƌŝĂĕĆŽĚĞĞŶƚĂůƉŝĂ͕ȴH, é negativa.
(D) Numa reação endotérmica o somatório das entalpias dos produtos da reação é menor
que o somatório das entalpias dos reagentes.
3. As equações químicas seguintes representam reações químicas.
I. C (s) + O2 (g) ՜ CO2 (g) ; ǻH соϯϵϯŬ:
II. N2 (g) + O2 (g) ՜ 2 NO (g) ; ǻH сϭϴϬŬ:
II. CH4 (g) + 2 O2 (g) ՜ CO2 (g) + 2 H2O (g) ; ǻH соϴϵϬŬ:
De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) Sob o ponto de vista energético, a reação química III corresponde à pior fonte de
energia e a reação II à melhor fonte de energia.
(B) Sob o ponto de vista energético, a reação química I corresponde à melhor fonte de
energia.
(C) Sob o ponto de vista energético, a reação química II corresponde à melhor fonte de
energia.
(D) Sob o ponto de vista energético, a reação química III corresponde à melhor fonte de
energia e a reação II à pior fonte de energia.
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87
Módulo Q3
4. Considere o diagrama de energia seguinte.
4.1 Sabendo que ǻH1 соϮϭϬŬ:ĞƋƵĞȴH3 соϮϵϱŬ:͕ĚĞƚĞƌŵŝŶĞŽǀĂůŽƌĚĞǻH2.
4.2 O que representa ǻH2?
5. O diagrama de energia seguinte representa a
obtenção do etano, C2H6 (g), um hidrocarboneto
saturado, a partir de duas hidrogenações: a
hidrogenação do etino, C2H2 (g), e a hidrogenação
do eteno, C2H4 (g), que origina o etano.
5.1 Escreva as equações termoquímicas correspondentes a estas duas fases.
5.2 Determine a variação de entalpia da reação
global.
5.3 Classifique, sob o ponto de vista termoquímico, a reação global.
6. A equação química seguinte traduz a combustão do monóxido de carbono no seio do
oxigénio.
2 CO (g) + O2 (g) ՜ 2 CO2 (g) ;
ǻH соϮϴϮ͕ϱŬ:
Dado: M(CO) = 28,01 g molо1
6.1 Classifique esta reação sob o ponto de vista termoquímico.
6.2 Determine o calor libertado na combustão de 14,0 g de monóxido de carbono.
88
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Ficha formativa 3
Módulo
d
Q3
Módulo Q3
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Reações incompletas e equilíbrio químico
1. De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) Numa reação química irreversível os produtos da reação regeneram os reagentes.
(B) Numa reação química reversível a reação direta coexiste com a reação inversa.
(C) Num sistema reacional que atinja o estado de equilíbrio, as concentrações dos seus
constituintes não são constantes.
(D) Num sistema químico em equilíbrio a quantidade de produtos da reação que se forma
é igual à quantidade de reagentes que se consome.
2. O gráfico ao lado representa a variação da velocidade de
uma reação em função do tempo, para o seguinte
equilíbrio:
X (g) + Y (g) ֖ Z (g)
2.1 Identifique, justificando, a curva que corresponde à
reação direta.
2.2 Como variam as velocidades das reações direta e
inversa no intervalo de tempo [0; 20] min?
2.3 Em que instante se atinge o equilíbrio?
2.4 Que relação existe entre a velocidade da reação direta e a velocidade da reação
inversa, ao fim de 40 minutos?
3. Nos gráficos I, II e III estão representadas as evoluções das concentrações dos reagentes e
dos produtos da reação, ao longo do tempo, de uma determinada reação.
3.1 Indique o(s) gráfico(s) que traduze(m) uma reação ƋƵşŵŝĐĂŝƌƌĞǀĞƌƐşǀĞů͘:ƵƐƚŝĨŝƋƵĞ͘
3.2 Indique o(s) gráfico(s) que traduze(m) uma reação química reversível.
3.3 De entre as reações reversíveis identificadas na alínea anterior, qual é a que apresenta
ĂƌĞĂĕĆŽĚŝƌĞƚĂŵĂŝƐĞdžƚĞŶƐĂ͍:ƵƐƚŝĨŝƋƵĞ͘
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89
Módulo Q3
4. Considere o seguinte equilíbrio químico:
Fe3+ (aq) + SCNо (aq) ֖ FeSCN2+ (aq)
Amarelo
Incolor
Castanho
avermelhado
Para cada um de três copos de precipitação, verteram-se volumes de uma solução aquosa
de nitrato de ferro (III), Fe(NO3)3, e de solução aquosa de tiocianato de potássio, KSCN,
com as concentrações indicadas na seguinte tabela:
Copo
[Fe3+] / mol dmо3
[SCNо] / mol dmо3
1
0,10
0,10
2
0,10
0,0010
3
0,0010
0,010
4.1 Indique, justificando, se o sistema atinge o equilíbrio em todos os copos.
4.2 De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) As concentrações no equilíbrio são as mesmas em todos os copos, porque se
trata do mesmo sistema reacional.
(B) A velocidade com que se atinge o equilíbrio é igual em todos os copos, porque se
trata do mesmo sistema reacional.
(C) A velocidade com que se atinge o equilíbrio é diferente nos três copos, porque as
concentrações iniciais dos reagentes são diferentes.
(D) Como se atinge o equilíbrio químico nos três copos, a cor da solução do sistema
reacional é a mesma nos três.
5. Escreva as expressões da constante de equilíbrio, Kc, para as seguintes reações:
I. SO2 (g) + NO2 (g) ֖ SO3 (g) + NO (g)
II. ϰ,ы;ŐͿнK2 (g) ֖ 2 H2K;ŐͿнϮы2 (g)
III. CS2 (g) + 4 H2 (g) ֖ CH4 (g) + 2 H2S (g)
6. Selecione, de entre as afirmações seguintes, a correta.
(A) A constante de equilíbrio de um sistema reacional em equilíbrio é igual à razão entre o
produto das concentrações dos produtos da reação e o produto das concentrações
dos reagentes, elevados aos respetivos coeficientes estequiométricos.
(B) O valor da constante de equilíbrio de um sistema reacional é independente da
temperatura.
(C) Se o valor da constante de equilíbrio de um sistema reacional for muito elevado,
então no equilíbrio existe maior quantidade de reagentes que de produtos da reação.
(D) Se o valor da constante de equilíbrio de um sistema reacional for muito elevado, a
extensão da reação inversa é superior à extensão da reação direta.
7. Num reator de 500,0 mL de capacidade, encontram-se em equilíbrio 0,48 g de dióxido de
nitrogénio, NO2 (g), e 2,0 g de tetróxido de nitrogénio, N2O4 (g), de acordo com a equação
química:
2 NO2 (g) ֖ N2O4 (g)
Calcule a constante de equilíbrio, Kc, à mesma temperatura.
Dados: M(NO2) = 46,01 g molо1; M(N2O4) = 92,02 g molо1
90
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Módulo Q3
8. O iodeto de hidrogénio, HI (g), decompõe-se a temperaturas moderadas, se acordo com a
equação química:
2 HI (g) ֖ I2 (g) + H2 (g)
Quando se colocam 4,00 mol de HI (g) num vaso reator de 5,00 dm3 de capacidade e à
temperatura de 458 °C, verifica-se que a mistura em equilíbrio contém 0,442 mol I2 (g).
Considerando os dados do problema, selecione a opção correta.
(A) A concentração de I2 (g) no equilíbrio é 4,42 mol dmо3
(C) K'c = 49,5.
(B) Kc = 1,01 × 10о2.
(D) Kc = 49,5.
9. Num recipiente com a capacidade de 2,00 dm3, foram colocados, a 448 °C, 1,0 × 10о2 mol H2,
3,0 × 10о2 mol I2 e 2,0 × 10о2 mol HI. Considerando que àquela temperatura a constante de
equilíbrio, Kc, da reação é igual a 50,5, verifique se o sistema está em equilíbrio e, caso
contrário, indique o sentido em que o sistema reacional irá evoluir.
H2 (g) + I2 (g) ֖ 2 HI (g)
10. O valor da constante de equilíbrio, Kc, da reação seguinte é 4,7 × 10о4.
2 NOCы (g) ֖ 2 NO (g) + Cы2 (g)
Selecione a(s) opção(ões) que completa(m) corretamente a frase seguinte.
Se aumentar a concentração de NOCы...
(A) o valor de Kc aumenta.
(C) o equilíbrio não se desloca.
(B) o valor de Kc não se altera.
(D) o sistema evolui no sentido direto.
11. Considere os sistemas em equilíbrio representados de seguida.
(C) Cы2 (g) + H2 (g) ֖ 2 HCы (g)
(A) F2 (g) ֖ 2 F (g)
(D) 2 CO (g) + O2 (g) ֖ 2 CO2 (g)
(B) 2 BrF5 (g) ֖ Br2 (g) + 5 F2 (g)
Indique o sentido em que cada um dos equilíbrios evolui quando a pressão aumenta.
12. Preveja em que sentido evolui cada um dos seguintes sistemas em equilíbrio, quando se
diminui a temperatura.
(A) I2 (g) + H2 (g) ֖ 2 HI (g) ; ¨H сϵ͕ϰϱŬ:
(B) PCы5 (g) ֖ PCы3 (g) + Cы2 (g) ; ¨H соϵϮ͕ϱŬ:
13. No seguinte sistema em equilíbrio, a variação de entalpia diz respeito à reação direta:
N2 (g) + O2 (g) ֖ 2 NO (g) ;
¨H > 0
13.1 Quando se aumenta a temperatura do sistema...
(A) o equilíbrio desloca-se no sentido da reação direta.
(B) o equilíbrio desloca-se no sentido da reação inversa.
(C) o equilíbrio não se altera.
(D) a quantidade de NO diminui.
13.2 Selecione a afirmação correta.
(A) A adição de um catalisador conduz à formação de uma maior quantidade de NO.
(B) Um aumento da pressão total do sistema favorece a produção de NO.
(C) No equilíbrio, a concentração de cada uma das substâncias permanece constante.
(D) Um aumento da temperatura do sistema reacional faz diminuir a concentração
em NO.
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91
Trabalhos de projeto
Para integrar os conhecimentos adquiridos ao longo do módulo sugere-se que se proponham
ao aluno pequenos projetos de trabalho que aprofundem os conceitos trabalhados.
Os projetos poderão ser apresentados de modos diversos, dependendo dos recursos da
escola/alunos, e poderão constar de um portefólio global da turma ou do grupo de alunos.
Sugerem-se em seguida alguns trabalhos para os diferentes subtemas do módulo Q3.
1. Reações químicas
Pesquisa
Propõe-se uma pesquisa subordinada ao tema «O que é uma reação química» que deverá
contemplar:
ͻ quebra e formação de ligações envolvidas nas reações químicas;
ͻ leis relativas a este processo químico;
ͻ fatores que influenciam a velocidade de uma reação química;
ͻ escrita e interpretação de equações químicas em termos de massa, em termos de moles
e de volume (condições PTN). Por exemplo, analisar a equação de combustão do
metano, CH4, em que um dos reagentes é o oxigénio, O2.
As conclusões deverão ser apresentadas à turma.
2. Aspetos energéticos de uma reação química
Cartaz
Propõe-se uma pesquisa e elaboração de um cartaz sobre «Sistemas químicos, abertos,
fechados e isolados» em relação às trocas de energia com o exterior, relacionando a energia
de reagentes e produtos numa reação exotérmica e numa reação endotérmica.
3. Reações incompletas e equilíbrio químico
Pesquisa
Propõe-se uma pesquisa sobre «Reações completas e incompletas»:
ͻ explicar a diferença entre reações reversíveis e irreversíveis;
ͻ identificar numa situação de equilíbrio a relação entre a velocidade da reação direta e a
velocidade da reação inversa;
ͻ indicar a diferença entre constante de equilíbrio e quociente da reação;
ͻ relacionar a extensão da reação direta em relação à reação inversa com o valor da
constante de equilíbrio.
Mural
Preparar um mural no Padlet® sobre o Princípio de Le Châtelier, no qual, para sistemas em
equilíbrio, se explique o efeito:
ͻ da variação das quantidades dos componentes presentes;
ͻ da variação da pressão em sistemas com componentes gasosos;
ͻ da variação da temperatura;
ͻ do uso de catalisadores.
92
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Módulo Q3
Propostas de trabalho por áreas de curso profissional
Módulo
Q3
Áreas de curso profissional
Propostas de trabalho
ͻ Produção agrícola e animal
ͻ Pesquisa sobre a importância do processo
de Haber-Bosch para a produção de
fertilizantes. Apresentação das conclusões à
turma.
ͻ Tecnologia dos processos químicos
ͻ Simulação de uma fábrica de amoníaco,
com controlo de variáveis. Apresentação
das conclusões à turma.
ͻ Metalurgia e metalomecânica
ͻ Pesquisa sobre a importância do processo
de Haber-Bosch para os alemães na I Guerra
Mundial. Apresentação das conclusões à
turma.
ͻ Eletrónica e automação
ͻ Ciências informáticas
ͻ Eletricidade e energia
ͻ Saúde
Módulo Q3
ͻ Pesquisa sobre regras de transporte de
matérias-primas e modos de atuação em
caso de acidente. Elaboração de um cartaz
com as conclusões.
ͻ Pesquisa das indústrias portuguesas que
utilizam o amoníaco como matéria-prima.
Elaboração de uma apresentação
PowerPoint® com as conclusões.
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93
Teste final – Módulo Q3
Módulo Q3
1. Objeto de avaliação
Quadro 1 – Matriz
MÓDULO Q3
1. Reações químicas
2. Aspeto energéticos
de uma reação química
3. Reações incompletas
e equilíbrio químico
1.1 Aspetos qualitativos das
reações químicas.
1.2 Aspetos quantitativos
das reações químicas.
1.3 Reagente limitante
e reagente em excesso.
2.1 Energia envolvida numa
reação química.
2.2 Reações endotérmicas
e exotérmicas.
3.1 Reversibilidade das
reações químicas.
3.2 Aspetos quantitativos
do equilíbrio químico.
3.3 Equilíbrios e
desequilíbrios de um
sistema reacional.
30 a 80
20 a 40
Cotação
(em pontos)
80 a 150
2. Características e estrutura
Quadro 2 – Tipologia, número de itens e cotação
Tipologia de itens
Número de itens
Cotação por item
(em pontos)
Itens de seleção
ͻ Escolha múltipla
ͻ Ordenação
6 a 10
8
Itens de construção
ͻ Resposta curta
ͻ Resposta restrita
ͻ Cálculo
6 a 15
10 a 20
É fornecida a cotação por item na última página do teste.
O teste não inclui formulário nem Tabela Periódica.
Para mais informações acerca das características do teste final consultar os itens comuns,
na página 42 do CAP.
94
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Módulo Q3
Teste final – Módulo Q3
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________
Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________
Grupo I
1. A reação que ocorre entre o ácido sulfúrico, H2SO4, e uma solução aquosa de hidróxido de
sódio, NaOH, está traduzida na seguinte equação química.
H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) ื Na2SO4 (aq) + 2 H2K;ыͿ
1.1 De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) Numa reação química, o estado físico dos produtos da reação é sempre igual ao
estado físico dos reagentes.
(B) Numa reação química, a proporção em que os reagentes reagem entre si pode variar.
(C) O número total de átomos de cada elemento mantém-se constante na reação química.
(D) O reagente limitante é o que apresenta maior quociente entre a sua quantidade
e o respetivo coeficiente estequiométrico.
1.2 Na reação entre o ácido sulfúrico e a solução aquosa de hidróxido de sódio…
(A) a massa dos reagentes aumenta no decurso da reação.
(B) a massa dos produtos da reação permanece constante durante a reação.
(C) a massa dos reagentes permanece constante durante a reação.
(D) a massa total do sistema reacional permanece constante durante a reação.
1.3 Além da água, o outro produto da reação que se obtém é Na2SO4.
Este composto faz parte da família…
(A) dos óxidos.
(B) dos sais.
(C) dos hidróxidos.
(D) dos ácidos.
1.4 Indique os elementos químicos que fazem parte da constituição do ácido sulfúrico.
1.5 Refira um fator que faça aumentar a velocidade desta reação química.
2. O calcário é o carbonato de cálcio impuro, CaCO3. Este material tem inúmeras aplicações;
entre elas, é utilizado para se obter um importante produto industrial, o óxido de cálcio,
CaO, vulgarmente conhecido como cal viva. A equação química seguinte ocorre sob forte
aquecimento e traduz a obtenção do óxido cálcio.
CaCO3 (s) ՜ CaO (s) + CO2 (g)
Uma amostra de 25,0 g de calcário foi submetida à decomposição, por aquecimento, e
verificou-se a libertação de 4,5 dm3 de dióxido de carbono, nas condições PTN.
Dados: M(CaCO3) = 100,09 g molо1; Vm (PTN) = 22,4 dm3 molо1
2.1 De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) Ambos os produtos da reação formados são óxidos moleculares.
(B) Ambos os produtos da reação formados são óxidos iónicos.
(C) CO2 é um óxido molecular e CaO é um óxido iónico.
(D) CO2 é um óxido iónico e CaO é um óxido molecular.
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95
Módulo Q3
2.2 Determine a quantidade de CO2 que se obteve, nas condições PTN.
2.3 A quantidade e a massa de carbonato de cálcio, CaCO3, que reage são, respetivamente,…
(A) 0,10 mol e 10 g.
(C) 0,25 mol e 25 g.
(B) 0,20 mol e 20 g.
(D) 0,30 mol e 30 g.
2.4 Determine a percentagem de carbonato de cálcio presente na amostra.
Grupo II
1. O diagrama de energia traduz a reação química
seguinte:
2 HCы (g) ՜ H2 (g) + Cы2 (g)
1.1 As letras X, Y e Z correspondem, respetivamente,
a…
(A) produtos da reação, produtos intermédios e
reagentes.
(B) reagentes, produtos da reação e produtos
intermédios.
(C) produtos intermédios, reagentes e produtos da reação.
(D) reagentes, produtos intermédios e produtos da reação.
1.2 Indique o que representam as setas 1, 2 e 3.
1.3 Com base no gráfico, indique se a reação é exotérmica ou endotérmica.
1.4 Determine os valores referentes a 1, 2 e 3 com base nos seguintes valores de energia
de ligação: E(H–Cы) = 432 kJ molо1; E(H–H) = 436 kJ molо1; E(Cы–Cы) = 242 kJ molо1.
Grupo III
1. Em relação a uma reação química irreversível, pode afirmar-se que…
(A) o equilíbrio químico se alcança instantaneamente.
(B) termina quando se esgotam todos os reagentes.
(C) termina quando se esgota pelo menos um dos reagentes.
(D) a concentração dos reagentes é igual à concentração dos produtos da reação.
2. Selecione a opção que completa de forma correta a seguinte frase.
Quando um sistema químico atinge o equilíbrio…
(A) as concentrações dos reagentes são sempre iguais às dos produtos da reação.
(B) diminuem as concentrações dos reagentes e aumentam as concentrações dos
produtos da reação.
(C) as concentrações dos elementos presentes não variam.
(D) as concentrações dos elementos presentes são todas iguais.
96
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Módulo Q3
3. Considere o equilíbrio químico traduzido pela seguinte
equação química:
ы2 (g) + Br2 (g) ֖ Ϯƌы;ŐͿ͖ǻH < 0
O gráfico seguinte mostra o modo como variam as
concentrações de reagentes e produtos da reação ao
longo do tempo, a temperatura constante, num
sistema reacional, até se atingir o estado de equilíbrio.
3.1 Escreva a expressão da constante de equilíbrio, Kc,
para este sistema reacional.
3.2 Determine o valor da constante de equilíbrio, Kc.
3.3 Indique se a reação é muito ou pouco extensa.
3.4 De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) Ao aumentar a pressão sobre o sistema reacional, este deslocar-se-á no sentido
da reação direta.
(B) Ao aumentar a pressão sobre o sistema reacional, este deslocar-se-á no sentido
da reação inversa.
(C) Ao diminuir a pressão sobre o sistema reacional, não se verifica qualquer
alteração no estado de equilíbrio.
(D) Ao diminuir a pressão sobre o sistema reacional, este deslocar-se-á no sentido da
reação direta.
3.5 Indique o que acontece ao valor da constante de equilíbrio, Kc, quando se aumenta a
temperatura a este sistema reacional.
3.6 Suponha que retira uma determinada quantidade de Cы2 (g) ao sistema reacional em
equilíbrio. Em que sentido tende a evoluir o sistema reacional até atingir um novo
estado de equilíbrio?
3.7 Selecione a afirmação correta.
(A) Se adicionar um catalisador apropriado ao sistema reacional, este irá evoluir no
sentido da reação direta.
(B) Ao aumentar a concentração em Cы2 (g), o sistema reacional irá evoluir no
sentido da reação direta.
(C) Ao aumentar a concentração em Br2 (g), o sistema reacional irá evoluir no sentido
da reação inversa.
(D) Ao aumentar a concentração em BrCы (g), o sistema reacional irá evoluir no
sentido da reação direta.
Grupo
I
II
III
1.1
8
1.1
8
1.
8
1.2
8
1.2
10
2.
8
1.3
8
1.3
10
3.1
8
Item
Cotação (em pontos)
1.4
1.5
2.1
2.2
8
8
8
12
1.4
12
3.2
3.3
3.4
3.5
12
10
8
10
TOTAL
2.3
8
2.4
12
80
40
3.6
8
3.7
8
80
200
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97
Trabalho de recuperação de módulo
Módulo Q3
1. Objeto de avaliação
No teste de recuperação do módulo Q3 é proposto um trabalho escrito em que serão
avaliadas as aprendizagens correspondentes aos três subtemas num trabalho individual
escrito, com duração limitada (90 min), enquadrado por um conjunto de competências, que
poderão incluir:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
elaboração e interpretação de representações gráficas;
interpretação de dados;
interpretação de fontes de informação diversas;
produção de textos.
2. Características da prova
Modalidade da prova: trabalho escrito.
Elaboração: O trabalho é individual e poderá ser elaborado com consulta do manual e de
outras fontes bibliográficas, nomeadamente da internet; deverá ser elaborado num
processador de texto, como o Microsoft Word®, e deverá ser escrito utilizando as próprias
palavras do aluno, sem plágio.
Apresentação: O tipo de letra a utilizar deverá ser Arial, tamanho 11 e espaçamento 1,5.
O texto deverá ser justificado.
3. Temas propostos
ͻ Estudo das leis quantitativas de uma reação química, com referência à vida de cientistas
como Antoine Lavoisier e Joseph Proust, descrevendo o seu contributo para a
elaboração destas leis.
ͻ Equilíbrio químico em processos industriais, nomeadamente o processo de síntese de
amoníaco, explicando o contributo dos cientistas Fritz Haber e Carl Bosch para o
estabelecimento das condições mais favoráveis para a produção desta substância.
4. Critérios de classificação
Propõe-se que a classificação a atribuir ao trabalho seja distribuída do seguinte modo:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
capa e índice – 20 pontos;
folha de rosto – 10 pontos;
desenvolvimento do trabalho – 150 pontos;
grafismo – 10 pontos;
bibliografia detalhada – 10 pontos.
FIM
98
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Módulo Q3
Soluções
Módulo Q3
Fichas
Ficha formativa 1 – Módulo Q3
1.1
1.2
1.3
2.1
3.
4.
i) NO3 ii) K2O iii) DŐы2 iv) Ca(OH)2
i) Trióxido de nitrogénio. ii) Óxido de potássio. iii) Cloreto de magnésio. iv) Hidróxido de cálcio.
+
+
Origina iões hidrogénio (H ) e nitrato (NOି
i) Ácidos. ii) HNO3 (aq) ื H (aq) + NOି
ଷ (aq)
ଷ ).
Mercúrio, no estado líquido, e oxigénio, no estado gasoso.
2.2 Aquecimento.
2.3 Opção (A).
I. átomos / mesmos / reagentes / ligados II. Lavoisier / coeficientes / fórmulas III. criam / destroem / diferente /
diferentes
I. (NH4)2CO3 ;ĂƋͿнĂы2 (aq) ื CaCO3 (s) + 2 NH4ы;ĂƋͿ͖II. 2 NH4OH (aq) + H2SO4 (aq) ื (NH4)2SO4 (aq) + 2 H2K;ыͿ
III. 2 KNO3 (s) ื 2 KNO2 (s) + O2 ;ŐͿ͖IV. Na2^;ĂƋͿнŶы2 (aq) ื ϮEĂы;ĂƋͿнŶ^;ƐͿ
୅୯୳ୣୡ୧୫ୣ୬୲୭
5.
I. <ыK4 (s) ሱۛۛۛۛۛۛۛۛሮ <ы;ƐͿнϮK2 (g)
6.
I.
଼ ୫୭୪ ୌ୒୓య
ସ ୫୭୪ ୌమ ୓
=
௡
ଵ ୫୭୪ ୌమ ୓
II. 2 Na (s) + 2 H2K;ыͿื 2 NaOH (aq) + H2 (g)
଺ ୫୭୪ ୌ୒୓య
֞ n = 2 mol HNO3͖II.
ଷ ୫୭୪ ୌమ ୓
=
௡
ଵ ୫୭୪ ୌమ ୓
֞ n = 2 mol HNO3͖III.
ଵ଴ ୫୭୪ ୌ୒୓య
ଷ ୫୭୪ ୌమ ୓
=
௡
ଵ ୫୭୪ ୌమ ୓
֞
֞ n = 3,3 mol HNO3. Reação III.
௠
՜n=
ଽହ,଴
ଶ ୫୭୪ ୏୒୓య
֞ n = 0,94 mol KNO3͖
଴,ଽସ ୫୭୪ ୏୒୓య
֞ n = 0,47 mol O2͖
7.1
n=
7.2
8.
V = n × Vm ՜ V = 0,47 × 22,4 = 10,5 dm O2.
2 mol de KNO3 dão origem a 2 mol de KNO2. Assim, n = 0,94 mol KNO2.
Verdadeiras: (A) e (C). Falsas: (B) e (D).
ெ
(A) n =
(B)
(C)
9.1
௠
՜n=
ெ
ଵ ୫୭୪ େୟେ୓య
ଵ ୫୭୪ େ୓మ
ଵ ୫୭୪ େୟେ୓య
ଶ ୫୭୪ ୌେκ
=
3
ହ଴,଴
=
௡
֞ n = 0,50 mol CaCO3
ଵ଴଴,଴ଽ
଴,ହ଴ ୫୭୪ େୟେ୓య
=
ଵ ୫୭୪ ୓మ
௡
଴,ହ଴ ୫୭୪ େୟେ୓య
௡
3
֞ n = 0,50 mol CO2͖V = n × Vm ՜ V = 0,50 × 22,4 = 11,2 dm CO2.
23
֞ n сϭ͕ϬŵŽů,ы͘ŵϭŵŽůĚĞ,ыĞdžŝƐƚĞŵϲ͕ϬϮпϭϬ ŵŽůĠĐƵůĂƐĚĞ,ы͘
(D) 0,50 mol de CaCO3 originam 0,50 mol de H2K͖m = n × M ՜ m = 0,50 × 18,02 = 9,01 g H2O.
௠
ଵଶ,଺
଼,ସ
о2
о2
AgNO3: n = ՜ n =
= 7,4 × 10 mol AgNO3. BaCы2: n =
= 4,0 × 10 mol BaCы2.
ெ
ଶ ୫୭୪ ୅୥୒୓య
9.2
ଵ଴ଵ,ଵଵ
ଵ ୫୭୪ ୆ୟେκమ
ଶ ୫୭୪ ୅୥୒୓య
ଶ ୫୭୪ ୅୥େκ
=
=
ଵ଺ଽ,ଽଵ
଻,ସ × ଵ଴షమ ୫୭୪ ୅୥୒୓య
௡
଻,ସ × ଵ଴షమ ୫୭୪ ୅୥୒୓య
௡
ଶ଴଼,ଶ଴
о2
֞ n = 3,7 × 10 mol BaCы2. O reagente limitante é o AgNO3.
о2
֞ n = 7,4 × 10 mol AgCы.
10.1 mimpurezas сϭϵϰϱпϬ͕ϭϱсϮϵϭ͕ϳϱŐ͖mZnS puro сϭϵϰϱоϮϵϭ͕ϳϱсϭϲϱϯ͕ϮϱŐŶ^͘
ZnS: n =
௠
ெ
ଶ ୫୭୪ ୞୬ୗ
ଷ ୫୭୪ ୓మ
=
ଵ଺ହଷ,ଶହ
՜n=
ଽ଻,ସହ
ଵ଺,ଽ଻ ୫୭୪ ୞୬ୗ
௡
сϭϲ͕ϵ7 mol ZnS. O2: n =
ଵ,଴଴ × ଵ଴య
ଷଶ,଴଴
= 31,25 mol O2.
֞ n = 25,4ϲ mol O2. O reagente em excesso é o O2.
10.2 De acordo com a estequiometria da reação formam-ƐĞϭϲ͕ϵ7 mol de ZnO.
10.3
ଶ ୫୭୪ ୞୬ୗ
ଷ ୫୭୪ ୓మ
=
ଵ଺,ଽ଻ ୫୭୪ ୞୬ୗ
௡
֞ n = 25,4ϲ mol O2͖n(O2 ƋƵĞŶĆŽƌĞĂŐĞͿсϯϭ͕ϮϱоϮϱ͕ϰϲ = 5,79 mol O2͖
m(O2 que não reage) = n × M ՜ m(O2 que não reage) = 5,79 × 32,00 = 185 g O2.
11.
n=
n=
12.
௠
՜n=
ெ
଻଴,଴ × ଵ଴య
ଵଶ,଴ଵ
ଵ,ହହ଴ × ଵ଴ఱ
ସସ,଴ଵ
3
3
= 3,522 × 10 mol CO2. Pela estequiometria da reação, consomem-se 3,522 × 10 mol de C.
3
= 5,828 × 10 mol CO2. GP =
Opção (D). n =
௏
՜n=
௏ౣ
଺଴଴,଴ × ଵ଴షయ
ଶଶ,ସ
ଷ,ହଶଶ
× ଵ଴య
ହ,଼ଶ଼ × ଵ଴య
пϭϬϬсϲϬ͕ϰй͘
= 0,027 mol CO2. Pela estequiometria da reação, consomem-se 0,027 mol de
MgCO3. m = n × M ՜ m = 0,027 × 84,32 = 2,3 g MgCO3. GP =
13.
n=
௠
ெ
՜n=
଻ଷ,ସ × ଵ଴య
ଵଶଶ,ଵଶ
ଶ,ଷ
ଵଶ,ହ
пϭϬϬсϭϴй͘
сϲϬϭŵŽůϲH5KK,͘^ĞŽƌĞŶĚŝŵĞŶƚŽĨŽƐƐĞϭϬϬй͕ƉĞůĂĞƐƚĞƋƵŝŽŵĞƚƌŝĂĚĂƌĞĂĕĆŽĂƋƵĂŶƚŝĚĂĚĞ
de ácido benzoico formado seria igual à de tolueno consumido: n =
formar-se-iam 814 mol de CϲH5KK,͖ɻ =
14.1 n =
௠
ெ
՜n=
ହ଴,଴
ଶ଴଼,ଶଶ
сϬ͕ϮϰϬŵŽůWы5͖ϴϱс
଺଴ଵ
௠
ெ
՜n=
଻ହ,଴ × ଵ଴య
ଽଶ,ଵଷ
= 814 mol CϲH5CH3, ou seja,
пϭϬϬсϳϯ͕ϴй͘
଼ଵସ
଴,ଶସ଴
௡౪౛×౨౟ౙ౥
× 100 ֞ nteórico сϬ͕ϮϴϮŵŽůWы5. Pela estequiometria da reação têm
ĚĞƐĞƵƐĂƌϬ͕ϮϴϮŵŽůĚĞWы3͖m = n × M ՜ m сϬ͕ϮϴϮпϭϯϳ͕ϯϮсϯϴ͕ϳŐWы3.
14.2
ଵ ୫୭୪ ୔େκయ
ଵ ୫୭୪ େκమ
=
଴,ଶ଼ଶ ୫୭୪ ୔େκయ
௡
3
֞ n = Ϭ͕ϮϴϮŵŽůы2͖V = n × Vm ՜ V сϬ͕ϮϴϮпϮϮ͕ϰсϲ͕ϯϮĚŵ ы2.
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99
Módulo Q3
Ficha formativa 2 – Módulo Q3
1.
5.3
I. aberto / troca de energia e de matéria II. fechado / troca / energia / troca / matéria III. isolado / não há troca
de energia nem de matéria
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) Para se quebrar uma ligação química há que fornecer
energia. (B) Numa reação endotérmica a soma das energias de ligação dos produtos da reação é inferior à soma das
energias de ligação dos reagentes. (D) Numa reação endotérmica o somatório das entalpias dos produtos da reação é
superior ao somatório das entalpias dos reagentes.
Afirmação (D). Do ponto de vista energético, a reação III é a melhor fonte de energia porque é uma reação exotérmica
(¨H < 0) e é a que liberta mais energia. A pior fonte de energia é a reação II porque é uma reação endotérmica.
¨H2 = ¨H1 о¨H3 соϮϭϬ– ;оϮϵϱͿснϴϱŬ:͘
4.2 ¨H2 representa a energia da reação.
C2H2 (g) + H2 (g) ื C2H4 ;ŐͿ͖¨H соϭϲϮŬ:͘2H4 (g) + H2 (g) ื C2Hϲ ;ŐͿ͖¨H соϭϮϰŬ:͘
A reação C2H2 (g) + 2 H2 (g) ื C2Hϲ (g) é uma reação que se processa em dois passos e que em cada passo liberta
ĞŶĞƌŐŝĂ͖¨Hglobal с;оϭϲϮͿн;оϭϮϰͿсоϮϴϲŬ:͘
Como ¨H < 0, a reação é exotérmica.
6.1
A reação é exotérmica porque ¨H < 0.
2.
3.
4.1
5.1
5.2
6.2 n =
௠
ெ
՜n=
ଵସ,଴
ଶ଼,଴ଵ
сϬ͕ϱϬϬŵŽůK͖
ଶ ୫୭୪ େ୓
ିଶ଼ଶ,ହ ୩୎
=
଴,ହ଴଴ ୫୭୪ େ୓
ா
֞ E соϳϬ͕ϲŬ:͘
Ficha formativa 3 – Módulo Q3
1.
2.1
2.2
2.3
3.1
3.3
4.1
4.2
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) Nas reações irreversíveis os produtos da reação não
regeneram os reagentes. (C) As concentrações dos produtos da reação e dos reagentes mantêm-se constantes no
equilíbrio. (D) Num sistema químico em equilíbrio, a quantidade de produtos da reação que se forma pode ser
diferente da quantidade de reagentes que se consome.
Curva A, porque à medida que a reação decorre diminuem as quantidades de reagentes e, portanto, a velocidade da
reação direta vai diminuindo.
A velocidade da reação direta diminui e a velocidade da reação inversa aumenta.
20 minutos.
2.4 São iguais.
Gráfico III. O reagente consome-se totalmente. 3.2 Gráficos I e II. Nenhum dos reagentes se consome na totalidade.
Reação representada no gráfico II. A concentração dos produtos da reação, no equilíbrio, é maior do que a
concentração dos reagentes.
O sistema atinge o equilíbrio em todos os copos, porque o facto de um qualquer sistema químico atingir o equilíbrio
é independente das condições iniciais do sistema reacional.
Afirmação (C). Os valores das concentrações no equilíbrio dependem dos valores das concentrações iniciais dos
reagentes. Assim, no equilíbrio, a cor do sistema reacional depende do valor das concentrações iniciais.
[ୗ୓ ] [୒୓]౛
[ୌమ ୓]మ౛ [େκమ ]మ౛
I. Kc = [ୗ୓ య] ౛ [୒୓
6.
Afirmação (A). As restantes estão incorretas porque: (B) O valor da constante de equilíbrio, Kc, depende da
temperatura. (C) Um valor de Kc muito elevado significa que o numerador da expressão é muito maior do que o
denominador. Assim, existe maior quantidade de produtos da reação do que de reagentes no equilíbrio. (D) Sendo Kc
elevado, a extensão da reação direta é maior do que a extensão da reação inversa.
଴,ସ଼
଴,଴ଵ଴ସ
ଶ,଴଴
о3
n(NO2) =
= 0,0104 mol NO2͖c(NO2) =
= 0,0208 mol dm NO2. n(N2O4) =
= 0,0217 mol N2O4͖
7.
8.
.
మ ]౛
మ ౛
ସ଺,଴ଵ
଴,଴ଶଵ଻
c(N2O4) =
଴,ହ଴଴଴
II. Kc =
[ୌେκ]ర౛ [୓మ ]౛
ѐc / mol dm
ce / mol dm
9.
௡
[H2] = ՜ [H2] =
௏
[ୌ୍]మ
Qc = [ୌ
10.
11.
о3
о3
మ ] [୍మ ]
III. Kc =
= 0,0434 mol dm N2O4. Kc =
௡
ସ,଴଴
௏
ହ,଴଴
+
уϬ
+x
+x
Ϭ͕ϴϬϬоϮx
x
x
ଶ,଴଴
՜ Qc = (ହ,଴
о3
о3
= 5,0 × 10 mol dm ͖[I2] =
(ଵ,଴ × ଵ଴షమ )మ
× ଵ଴షయ ) (ଵ,ହ × ଵ଴షమ )
.
ଽଶ,଴ଶ
՜ Kc =
଴,଴ସଷସ
଴,଴ଶ଴଼మ
଴,ସସଶ
ହ,଴଴
= 100,3
о3
= 0,0884 mol dm .
I2 (g)
о2x
ଵ,଴ × ଵ଴షమ
[ୌమ ]౛ [ୌమ ]ర౛
= 0,800 mol dm ͖΀/2]e =
уϬ
0,800
[୒୓మ ]మ౛
о3
2 HI (g) ֖ H2 (g)
о3
.
଴,ହ଴଴଴
[୒మ ୓ర ]౛
о3
Opção (C). [HI]i = ՜ [HI]i =
ci / mol dm
100
[େୌర ]౛ [ୌమ ୗ]మ౛
5.
о3
о3
x = 0,0884 mol dm ͖[HI]e сϬ͕ϴϬϬоϮпϬ͕ϬϴϴϰсϬ͕ϲϮϯŵŽůdm
Kc =
[ୌమ ]౛ [୍మ ]౛
ଷ,଴ × ଵ଴షమ
ଶ,଴଴
[ୌ୍]మ౛
՜ Kc =
о2
଴,଴଼଼ସమ
о2
଴,଺ଶଷమ
= 2,01 × 10 ͖K'c =
о3
ଶ,଴ × ଵ଴షమ
= 1,5 × 10 mol dm ͖[HI] =
ଶ,଴଴
ଵ
௄೎
՜ K'c = 49,8
о2
о3
= 1,0 × 10 mol dm .
= 1,3. Como Qc тKc, o sistema não se encontra em equilíbrio.
Como Qc < Kc, o sistema vai evoluir no sentido da formação de produto da reação, ou seja, no sentido da reação
direta, até que seja atingido um novo estado de equilíbrio.
Opções (B) e (D). O valor de Kc não se altera, pois só depende da temperatura, que não sofreu alteração. Ao
ĂƵŵĞŶƚĂƌĂĐŽŶĐĞŶƚƌĂĕĆŽĚĞEKы͕ƋƵĞĠƵŵƌĞĂŐĞŶƚĞ͕ŽƐŝƐƚĞŵĂǀĂŝĞǀŽůƵŝƌŶŽƐĞŶƚŝĚŽĚĂƌĞĂĕĆŽĚŝƌĞƚĂ͘
Quando se aumenta a pressão num sistema químico em equilíbrio, o sistema evolui no sentido da reação que origina
menor número de moles de componentes gasosos. Assim, o sistema (D) evolui no sentido da reação direta, os
sistemas (A) e (B) evoluem no sentido da reação inversa e o sistema (C) permanece inalterado, porque o número de
moles de reagentes gasosos é igual ao número de moles de produtos da reação gasosos.
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Módulo Q3
12.
Uma diminuição da temperatura favorece o sentido da reação exotérmica. Assim, o sistema (A) evolui no sentido da
reação inversa, uma vez que a reação direta é endotérmica (¨H > 0), e o sistema (B) evolui no sentido da reação
direta, pois esta é exotérmica (¨H < 0).
13.1 Opção (A), pois a reação é endotérmica e sofreu um aumento de temperatura.
13.2 Afirmação (C). As outras são incorretas porque: (A) A adição de um catalisador não altera o estado de equilíbrio.
(B) Como o equilíbrio não se altera, mantém-se a quantidade de NO formado. (D) O aumento de temperatura faz
evoluir o sistema no sentido da reação direta, que é endotérmica, o que conduz ao aumento da concentração de NO.
Teste final – Módulo Q3
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
2.1
Grupo I
Opção (C). As restantes estão incorretas porque: (A) O estado físico dos componentes de um sistema reacional não
tem de ser necessariamente o mesmo. (B) A proporção de combinação dos reagentes é constante. (D) O reagente
limitante apresenta o menor quociente entre a sua quantidade química e o respetivo coeficiente estequiométrico.
Opção (D). Durante a reação a massa de reagentes vai diminuindo e a massa dos produtos da reação vai
aumentando, mas a massa total permanece constante.
Opção (B).
Ácido sulfúrico, H2SO4. É constituído por hidrogénio, H, enxofre, S, e oxigénio, O.
Por exemplo, o aumento da concentração de um dos reagentes.
Afirmação (C). CO2 é um óxido molecular formado por oxigénio e um não-metal, o carbono, e CaO é um óxido iónico
constituído por oxigénio e um metal, o potássio.
௏
՜n=
2.2
n=
2.3
Opção (B).
2.4
1.1
1.2
1.3
1.4
௏ౣ
GP =
ଶ଴
ଶହ,଴
ସ,ହ
= 0,20 mol CO2.
ଶଶ,ସ
ଵ ୫୭୪ େୟେ୓య
ଵ ୫୭୪ େ୓మ
=
௡
଴,ଶ଴ ୫୭୪ େ୓మ
֞ n = 0,20 mol CaCO3͖m = n × M ՜ m = 0,20 × 100,09 = 20 g CaCO3.
× ϭϬϬсϴϬй͘
Grupo II
Opção (D).
ƐĞƚĂϭƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂĂĞŶĞƌŐŝĂƋƵĞĠĂďƐŽƌǀŝĚĂŶĂƋƵĞďƌĂĚĂƐůŝŐĂĕƁĞƐĚŽƐƌĞĂŐĞŶƚĞƐ͖ĂƐĞƚĂϮƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂĂĞŶĞƌŐŝĂ
ůŝďĞƌƚĂĚĂŶĂĨŽƌŵĂĕĆŽĚĂƐůŝŐĂĕƁĞƐĚŽƐƉƌŽĚƵƚŽƐĚĂƌĞĂĕĆŽ͖ĂƐĞƚĂϯƌĞƉƌĞƐĞŶƚĂĂǀĂƌŝĂĕĆŽĚĞĞŶƚĂůƉŝĂĚĂƌĞĂĕĆŽ͕¨H.
A reação é endotérmica, porque ¨H > 0.
Seta 1: Equebra ligações = 2E(H–Cы) ՜ Equebra ligações с Ϯ п ϰϯϮ с ϴϲϰ Ŭ:͘ Seta 2: Eformação ligações = E(H–H) + E;ы– ыͿ ՜
՜ Eformação ligações сϰϯϲнϮϰϮсϲϳϴŬ:͘Seta 3: ¨H = Equebra ligações оEformação ligações ՜ ¨H сϴϲϰ– ϲϳϴсϭϴϲŬ:͘
Grupo III
1.
Opção (C).
3.1
Kc = [େκ
3.3
3.4
3.5
A reação é pouco extensa porque o valor de Kc é baixo.
Afirmação (C), porque o número de moles de reagentes é igual ao número de moles de produtos da reação.
Ao aumentar a temperatura, o sistema evolui no sentido da reação endotérmica, ou seja, no sentido da reação
inversa. Deste modo, diminui o valor de Kc.
Ž ƌĞƚŝƌĂƌ ы2, diminui a concentração deste componente do sistema reacional, que é um produto da reação.
O sistema vai evoluir no sentido da reação direta.
Afirmação (B).
3.6
3.7
2. Opção (C).
[୆୰େκ]మ౛
మ ]౛
[୆୰మ ]౛
[୆୰େκ]మ౛
3.2 Kc = [େκ
మ ]౛
[୆୰మ ]౛
՜ Kc =
଴,ସ଴మ
ଵ,଼మ
о2
= 4,9 × 10
Questões laterais – Manual
Página 69
ͻ a) Óxido de magnésio.
b) Hidróxido de magnésio.
c) Ácido sulfúrico.
d) Ácido fluorídrico.
Página 72
ͻ Uma vez que o aumento da temperatura faz aumentar a velocidade da reação, a reação do comprimido efervescente
ocorre com maior velocidade no copo com água morna do que no copo com água gelada.
Página 77
ͻ CH4 (g) + 2 O2 (g) ื CO2 (g) + 2 H2K;ыͿ
Página 78
ͻ Cada mole de nitrato de potássio, KNO3, contém uma mole de átomos de potássio, K, e três moles de átomos de
oxigénio, O. Assim, em 2 mol de KNO3 ĞdžŝƐƚĞŵϮŵŽůĚĞĄƚŽŵŽƐĚĞƉŽƚĄƐƐŝŽĞϮпϯсϲŵŽůĚĞĄƚŽŵŽƐĚe oxigénio.
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101
Módulo Q3
Página 83
ͻ A equação que traduz a síntese do amoníaco é: N2 (g) + 3 H2 (g) ื 2 NH3 (g). De acordo com a estequiometria da
reação, a quantidade química de H2 necessária para reagir completamente com 2 mol de N2 é dada por:
ଵ ୫୭୪ ୒మ
ଷ ୫୭୪ ୌమ
=
ଶ ୫୭୪ ୒మ
௡
֞ n сϲŵŽů,2. Como existem apenas 5 mol de H2, este é o reagente limitante. Assim, o reagente em
excesso é N2.
Página 84
ͻ hŵĂĂŵŽƐƚƌĂĚĞƵŵĐŽŵƉŽƐƚŽƉŽƐƐƵŝƌϴϴйĚĞƉƵƌĞnjĂƐŝŐŶŝĨŝĐĂĚŝnjĞƌ͕ƉŽƌĞdžĞŵƉůŽ͕ƋƵĞĞŵĐĂĚĂϭϬϬŐĚĞĂŵŽƐƚƌĂ͕ϴϴŐ
ĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞŵĂŽĐŽŵƉŽƐƚŽ;ƉƵƌŽͿ͘KƌĞƐƚĂŶƚĞ͕ϭϮŐ;ŽƵƐĞũĂ͕ϭϮйͿ͕ĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞĂŝŵƉƵƌĞnjĂƐƉƌĞƐĞŶƚĞƐŶĂĂŵŽƐƚƌĂ͘
Página 86
ͻ Afirmação (C).
Página 89
ͻ a) ¨H corresponde à variação de entalpia.
b) Como ¨H < 0, a reação é exotérmica.
Página 90
ͻ Na quebra de ligações químicas ocorre absorção de energia.
ͻ Nas reações químicas exotérmicas, a variação de entalpia é negativa (¨H < 0).
Página 97
ͻ O equilíbrio químico tem um caráter dinâmico porque, apesar de não se registarem mudanças observáveis nas
propriedades físicas e químicas do sistema, a reação direta e a inversa continuam a ocorrer com igual velocidade.
ͻ Reação direta – reagentes: nitrogénio, N2, e hidrogénio, H2͖ƉƌŽĚƵƚŽĚĂƌĞĂĕĆŽ͗ĂŵŽŶşĂĐŽ͕E,3.
ͻ Reação inversa – reagente: amoníaco, NH3͖ƉƌŽĚƵƚŽƐĚĂ reação: nitrogénio, N2, e hidrogénio, H2.
Página 109
ͻ a) O aumento da concentração de um reagente num sistema em equilíbrio não afeta o valor da constante de
equilíbrio, Kc.
b) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o aumento da concentração de um reagente num sistema em equilíbrio
faz com que o sistema evolua no sentido da reação direta, pois Qc < Kc. Contudo, uma vez atingido um novo estado
de equilíbrio, o valor de Kc permanece o mesmo. Como a extensão da reação direta corresponde ao grau de
transformação dos reagentes nos produtos da reação, uma vez atingido o equilíbrio, ela não se altera.
Página 111
ͻ Quando a perturbação é a variação da concentração de reagentes ou produtos, ou a variação da pressão, as
características do sistema no novo estado de equilíbrio são as mesmas que apresentava antes de a perturbação
ocorrer. Se a perturbação que ocorre é a variação da temperatura, altera-se o valor de Kc, ou seja, as características do
sistema reacional alteram-se relativamente às iniciais.
ͻ A adição de catalisadores a um sistema reacional apenas altera a velocidade das reações direta e inversa. O valor de Kc
não é afetado.
Questões teórico-práticas – Manual
Atividade Laboratorial 1
1.1
Opção (A). Como a percentagem de ŝŵƉƵƌĞnjĂƐŶĂĂŵŽƐƚƌĂĠϭϱй͕ϴϱйĚĂĂŵŽƐƚƌĂĐŽŶƚĠŵƐƵůĨĂƚŽĚĞĐŽďƌĞƉĞŶƚĂ-hidratado puro. GP =
1.2
௠౩౫ౘ౩౪Ÿ౤ౙ౟౗
௠౗ౣ౥౩౪౨౗
× 100 ՜ 85 =
о1
ହ,଴଴
௠౗ౣ౥౩౪౨౗
× 100 ֞ mamostra = 5,88 g.
о1
M(CuSO4.5H2O) = 249,70 g mol ͖ M(Cu(NH3)4SO4.H2O) = 245,77 g mol ͖ Ƶ^K4.5H2O: n =
о2
1.3
1.4
௠
ெ
՜ n =
ହ,଴
ଶସଽ,଻଴
=
= 2,00 × 10 mol Cu(NH3)4SO4.H2O. De acordo com a estequiometria da reação, se 1 mol CuSO4.5H2O origina 1 mol
о2
de Cu(NH3)4SO4.H2O então obter-se-á 2,00 × 10 mol Cu(NH3)4SO4.H2O.
о2
m = n × M ՜ m = 2,00 × 10 × 245,77 = 4,91 g Cu(NH3)4SO4.H2O.
Ao reduzir os cristais a pó, aumenta a superfície de contacto soluto/solvente e a dissolução do sal é mais rápida.
Filtração a pressão reduzida.
Atividade Laboratorial 2
1.1
1.2
1.3
2.
102
A cor da solução é azul.
Azul. Ao aumentar a temperatura a reação evolui no sentido da reação endotérmica, ou seja, no sentido da reação
direta.
Cor-de-rosa. A diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica, que é a direta.
Num dia de muita humidade, o que vai fazer com que a reação evolua no sentido do consumo de H2O, ou seja, no
sentido da reação inversa. Assim, o sólido apresenta-se cor-de-rosa.
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Planificações
Módulo Q4
Equilíbrio ácido-base
Planificação a médio prazo
Número de
aulas
Conteúdos
1. Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida
1
2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónica de Brönsted-Lowry
2
3. Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água
2
4. Equilíbrio de ácido-base
5
5. Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais
4
Resolução de exercícios
2
Atividade laboratorial 1
1
Atividade laboratorial 2
1
Preparação, realização e entrega do teste global do módulo
4
Total
22
Planificação aula a aula
A planificação proposta foi elaborada considerando a existência de cinco tempos semanais,
mas pode facilmente ser adaptada caso a disciplina apenas tenha 3 ou 4 tempos semanais.
104
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Módulo Q4
1. Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida
2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónica de Brönsted- Lowry
Aulas n.o 1 e 2
Sumário
100 min
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
Apresentação do módulo aos alunos.
Marcação da data do teste final do módulo Q4.
Água da chuva, água destilada e água pura.
Formação das chuvas ácidas. Evolução do conceito ácido base. Teoria de
Arrhenius. Teoria protónica de Brönsted-Lowry.
+
+
ͻ O ião H3O e o ião H .
ͻ Par conjugado ácido-base.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 1 a 7 (págs. 121, 126 e 127).
ͻ
Apresentação: Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida
Animação: Reações de ácido base e o ambiente
Teste: Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida
Apresentação: Ácidos e bases de acordo com a teoria protónica de Brönsted-Lowry
Animação: Ácidos e bases – perspetiva histórica
Teste: Ácidos e bases de acordo com a teoria protónica de Brönsted-Lowry
Recursos
disponíveis
3. Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água
Aulas n.o 3 e 4
Sumário
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
100 min
Conclusão dos conceitos da aula anterior.
Dissociação. Ionização.
Autoionização da água; produto iónico da água, Kw.
Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 8 a 11 (pág. 131).
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 1 a 11.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água
Animação: Ionização e dissociação iónica
Resolução: Como escrever equações químicas que representam reações de ionização
de ácidos e bases
Animação: Autoionização da água
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105
Módulo Q4
Aula n.o 5
Sumário
Recursos
disponíveis
50 min
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
Conceito de pH.
Relação entre pH e pOH.
pH de soluções aquosas.
Indicadores colorimétricos. Medição de pH.
Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 12 a 17 (págs. 133 a 135 e 137).
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 12 a 15.
ͻ
Resolução: Cálculo de pH e de pOH
Teste: Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água
4. Equilíbrio de ácido- base
Aulas n.o 6 e 7
Sumário
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
100 min
Aplicação das constantes de equilíbrio à ionização de ácidos e bases.
Força relativa de ácidos e bases.
Início do estudo das espécies anfotéricas.
Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 18 e 19 (págs. 139 e 143).
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Equilíbrio ácido-base
Resolução: Cálculo de constantes de acidez e basicidade
Aulas n.o 8 e 9
106
100 min
Sumário
ͻ Continuação do estudo das espécies anfotéricas.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios 20 e 21 (pág. 143).
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Módulo Q4
Aula n.o 10
Sumário
Recursos
disponíveis
50 min
ͻ Consolidação do conceito de equilíbrio de ácido-base.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 1 e 2.
ͻ
Teste: Equilíbrio ácido-base
5. Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais
Aulas n.o 11 e 12
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
ͻ Reações de neutralização.
ͻ Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercício 22 a 24 (pág. 148).
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 3 a 6.
ͻ
Apresentação: Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais
Aulas n.o 13 e 14
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
ͻ Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais
(continuação).
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 7 a 9.
ͻ
Teste: Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais
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107
Módulo Q4
Aula n.o 15
50 min
Sumário
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos dos conceitos lecionados.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios pendentes das aulas anteriores.
ͻ CAP: fichas formativas 1 e 2, exercícios pendentes das aulas anteriores.
Aulas n.o 16 e 17
Sumário
100 min
ͻ Atividade Laboratorial 1 – Efeito da temperatura no pH de uma água.
ͻ Atividade Laboratorial 2 – Reconhecimento de um ácido forte ou de um
ácido fraco, conhecendo as concentrações iniciais do ácido.
ͻ Início da resolução das questões teórico-praticas das atividades propostas.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 1 (pág.149) e Atividade Laboratorial 2
(pág.150).
Recursos
disponíveis
ͻ
Vídeo: Efeito da temperatura no pH de uma água
Vídeo: Reconhecimento de um ácido forte ou de um ácido fraco, conhecendo as
concentrações iniciais do ácido
1. Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida
2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónica de Bronsted- Lowry
3. Ionização e dissociação iónica
4. Equilíbrio de ácido- base
5. Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais
Aula n.o 18
108
50 min
Sumário
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos dos diversos exercícios realizados ao
longo do módulo propostos no manual.
ͻ Consolidação das Atividades Laboratoriais – questões teórico-práticas.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: questões teórico-práticas (págs. 149 e 150).
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Módulo Q4
Aulas n.o 19 e 20
100 min
Sumário
ͻ Revisão dos conceitos fundamentais.
ͻ Resolução do teste global do Módulo Q4.
ͻ Preparação para o teste final do Módulo Q4.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: teste global Módulo Q4 (pág. 152).
Aulas n.o 21 e 22
100 min
Sumário
ͻ Teste final do Módulo Q4.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: teste final – Módulo Q4.
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109
Ficha formativa 1
Módulo
d
Q4
Módulo Q4
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Ácidos e bases na Natureza: a chuva e a chuva ácida. Ácidos e bases de acordo com a teoria
protónica de Brönsted-Lowry. Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água
1. De entre as afirmações que se seguem, selecione a correta.
(A) O trióxido de enxofre, SO3 (g), é o principal responsável pelas chuvas ácidas.
(B) Os óxidos que originam as chuvas ácidas são iónicos.
(C) A água da chuva, na ausência de poluição, apresenta um pH aproximadamente igual a 5,6.
(D) A acidez da água da chuva é igual em todas as zonas do planeta.
2. Por que razão edifícios e estátuas feitas de calcário sofrem grandes desgastes quando
expostos ao ar livre?
3. As fórmulas seguintes representam espécies químicas.
(A) ,ыK2 (B) Ba(OH)2 (C) H3PO4 (D) NH3
(E) NHସା
(F) NHଶି
(G) SOଶି
ସ
3.1 Identifique as que são ácidos e as que são bases, segundo Arrhenius.
3.2 Identifique as que são ácidos e as que são bases, segundo a Teoria Protónica.
3.3 Refira quais destas espécies químicas podem ser, teoricamente, ácidos na Teoria
Protónica.
3.4 Indique as bases conjugadas dos ácidos indicados na questão 3.3.
4. Considere os seguintes conjuntos de espécies químicas:
ି
I. {HF; NH3; NOି
ଷ ; HSOଷ }
II. {HF; H2SO4; NHସା ; H3O+}
III. ΂,ы͖,&͖,E͖,2SO4}
4.1 Escolha o conjunto em que existem dois ácidos segundo Arrhenius e quatro ácidos
segundo a Teoria Protónica.
4.2 Escreva a equação química que traduz a reação entre as soluções de ácido nítrico,
HNO3 (aq), e de amoníaco, NH3 (aq), e indique os pares ácido-base conjugados.
4.3 Por que razão o amoníaco é considerado uma base na Teoria Protónica?
5. «O ião sulfureto, SϮо, em solução aquosa apresenta comportamento básico segundo a
Teoria Protónica.»
Justifique esta afirmação, escrevendo a equação química que traduz o equilíbrio ácido-base entre esse anião e a água.
6. Tenha em atenção as seguintes espécies químicas:
H2S
H3O+
HCNH+
H2O
OHо
H2CO3
Forme os pares ácido-base conjugados das espécies químicas presentes.
7. Escreva a fórmula química para:
7.1 a base conjugada de N2Hହା ;
7.2 o ácido conjugado de HSOି
ସ.
110
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NHସା
HPOଶି
ସ
Módulo Q4
8. Considere os esquemas seguintes, que traduzem reações ácido-base em solução aquosa.
ଶି
I. HSOି
ସ (aq) + (a) ֖ SOସ (aq) + (b)
II. COଶି
ଷ (aq) + H2O (ы) ֖ (c) + (d)
III. NH3 (aq) + (e) ֖ NHସା (aq) + (f)
8.1 Complete, de forma correta, os esquemas I, II e III.
8.2 Indique, para os três esquemas, os pares ácido-base conjugados.
8.3 O ião HSOି
ସ apresenta comportamento anfotérico.
i) Por que se considera que o ião HSOି
ସ apresenta comportamento anfotérico?
ii) Escreva a equação química que traduz o seu comportamento como base de Brönsted-Lowry.
9. Uma solução aquosa tem uma concentração em iões OHо igual a 9,25 × 10о7 mol dmо3,
à temperatura de 40 °C. Indique se a esta temperatura a solução é ácida ou básica.
Dado: Kw (40 °C) = 2,71 × 10о14
10. À temperatura de 45 °C o valor de Kw é 4,0 × 10о14.
Selecione a opção que corresponde à concentração em iões H3O+ de uma solução aquosa
neutra, a essa temperatura.
(C) 4,0 × 10о7 mol dmо3
(A) 6,0 × 10о8 mol dmо3
(B) 2,0 × 10о7 mol dmо3
(D) 2,0 × 10о14 mol dmо3
11. Responda às questões seguintes, considerando que o valor de Kw a 25 °C é 1,00 × 10о14 e
que a 100 °C é 51,3 × 10о14.
11.1 Qual é a variação da concentração em iões H3O+ quando se eleva a temperatura de
25 °C para 100 °C?
11.2 Classifique como ácida, básica ou neutra uma solução em que a concentração em
iões H3O+ é igual a 1,0 × 10о7 mol dmо3 à temperatura de 100 °C.
11.3 O equilíbrio que traduz a autoionização da água é exotérmico ou endotérmico?
12. Complete corretamente a frase seguinte.
O valor de pH de uma solução pode obter-se a partir da expressão…
(A) pH = log [H3O+]. (B) Ɖ,соůŽŐ΀H3O+]. (C) pH = log [OHо]. (D) Ɖ,соůŽŐ΀KHо].
13. Complete o quadro, considerando a temperatura de 25 °C.
+
[H3O ] / mol dm
о3
о
[OH ] / mol dm
4,5 × 10
6,5 × 10
о3
pH
9,5
Natureza da solução
о2
о3
Neutra
14. Calcule a concentração em iões H3O+ e o pH das seguintes soluções:
14.3 3,1 × 10о3 mol dmо3 em NaOH;
14.1 1,0 × 10о1 mol dmо3 Ğŵ,ы;
14.2 0,40 mol dmо3 em HNO3;
14.4 1,2 × 10о2 mol dmо3 em Ba(OH)2.
15. ^ĞƵŵĂƐŽůƵĕĆŽĚĞĄĐŝĚŽĐůŽƌşĚƌŝĐŽ͕,ы;ĂƋͿ͕ƚŝǀĞƌƉ,сϭ͕ϳ͕ĂĐŽŶĐĞŶƚƌĂĕĆŽĚĂƐŽůƵĕĆŽĠ͙
(A) 1,0 × 10о1 mol dmо3.
(C) 2,0 × 10о1 mol dmо3.
(B) 1,0 × 10о2 mol dmо3.
(D) 2,0 × 10о2 mol dmо3.
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111
Ficha formativa 2
Módulo
d
Q4
Módulo Q4
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Equilíbrio ácido-base. Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais
1. Considere os seguintes equilíbrios ácido-base.
I. HF (aq) + H2O (ы) ֖ Fо (aq) + H3O+ (aq)
II.
+
ଶି
HSOି
ସ (aq) + H2O (ы) ֖ SOସ (aq) + H3O (aq)
+
ଷି
III. HPOଶି
ସ (aq) + H2O (ы) ֖ POସ (aq) + H3O (aq)
Para cada um destes equilíbrios escreva a expressão que permite determinar a respetiva
constante de acidez.
2. Considere os seguintes equilíbrios ácido-base.
I. NH3 (aq) + H2O (ы) ֖ NHସା (aq) + OHо (aq)
II. HSо (aq) + H2O (ыͿ ֖ H2S (aq) + OHо (aq)
о
ି
III. COଶି
ଷ (aq) + H2O (ы) ֖ HCOଷ (aq) + OH (aq)
Para cada um destes equilíbrios escreva a expressão que permite determinar a respetiva
constante de basicidade.
3. Selecione a opção que completa corretamente a seguinte frase.
Em relação às constantes de acidez e de basicidade, pode afirmar-se que…
(A) quanto mais forte for a base, menor é o valor da constante de basicidade, Kb.
(B) se o valor da constante da constante de acidez, Ka, é baixo (ácido fraco), o valor da
constante de basicidade, Kb, é elevado.
(C) O produto Ka × Kb de um par ácido-base é sempre igual a 1,0 × 10о14.
(D) uma base muito fraca (conjugada de um ácido forte) praticamente não tem
capacidade de aceitar protões da água.
4. A 25 °C, Kw = 1,00 × 10о14. Preencha a tabela seguinte.
Ácido
Base conjugada
C଻ Hହ Oି
ଶ
HF
HNO2
Ka
о5
6,3 × 10
Kb
1,6 × 10
о11
о4
ыK
о
5,6 × 10
о8
4,0 × 10
5. Considere os valores das constantes de acidez registados na tabela seguinte.
Ácido
Ka (a 25 °C)
HNO2
о4
5,6 × 10
H2S
о8
8,9 × 10
5.1 Complete, de forma correta, os esquemas seguintes.
I. H2S (aq) + HNO2 (aq) ֖ (a) (aq) + (b) (aq)
II. H2S (aq) + H2O (ы) ֖ (c) (aq) + (d) (aq)
III. (e) (aq) + H2O (ы) ֖ S2о (aq) + (f) (aq)
112
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о
HS
о10
1,3 × 10
Módulo Q4
5.2 Escreva os pares ácido-base conjugados relativos ao equilíbrio I.
5.3 Classifique como verdadeira ou falsa as afirmações seguintes.
(A) A espécie química HSо (aq) é anfotérica.
(B) A base conjugada do ácido HNO2 (aq) é mais forte que a base conjugada de
H2S (aq).
5.4 De entre os ácidos presentes na tabela, identifique o ácido mais fraco.
5.5 Uma solução aquosa de HNO2 (aq) tem pH igual a 5,5. Determine:
i) a concentração em iões nitrito, NOି
ଶ (aq);
ii) a concentração deste ácido no equilíbrio.
6. Uma solução aquosa de ácido cloroacético, CH3CыCOOH (aq), de concentração mássica
igual a 7,09 g dmо3, tem pH igual a 2,0, a 25 °C.
Dado: M(CH3CыCOOH) = 95,50 g molо1
6.1 Calcule a concentração molar desta solução ácida.
6.2 Indique o pOH desta solução.
6.3 Determine a constante de acidez, Ka, deste ácido, a 25 °C.
7. Classifique as soluções aquosas de sais que se seguem como ácidas, básicas ou neutras.
I.
II.
III.
IV.
V.
Ca(CN)2
Na2CO3
(NH4)2SO4
NH4Cы
Ca(NO3)2
8. Indique qual é o caráter ácido-base das soluções A e B, com base nas equações químicas
dos iões resultantes da dissociação do sal respetivo em água.
(A) Solução aquosa de hipoclorito de sódio, NaCыO.
(B) Solução aquosa de cloreto de amónio, NH4Cы.
Dados: Kb(ыKо) = 2,5 × 10о7; Ka(NHସା ) = 5,6 × 10о10
9. Considere uma solução aquosa de cianeto de potássio, KCN, de concentração igual a
5,0 × 10о4 mol dmо3, a 25 °C. Sabe-se que só 2,0% do sal reage com a água.
9.1 Escreva a equação de hidrólise do sal cianeto de potássio.
9.2 Indique se a solução aquosa de cianeto de potássio é ácida, básica ou neutra.
9.3 Determine o pH da solução de cianeto de potássio.
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113
Trabalhos de projeto
Para integrar os conhecimentos adquiridos ao longo do módulo sugere-se que se
proponham ao aluno pequenos projetos de trabalho que aprofundem os conceitos
trabalhados.
Os projetos poderão ser apresentados de modos diversos, que dependem dos recursos da
escola/alunos e poderão constar de um portefólio global da turma ou do grupo de alunos.
1. Para este módulo propõe-se uma visita de estudo a uma estação de tratamento de
águas, visando especialmente os tratamentos físico-químicos das águas para
abastecimento público.
ͻ Durante a visita os alunos devem recolher informações sobre os tratamentos físico-
-químicos realizados, visando a posterior elaboração de um relatório contendo a
descrição das reações químicas envolvidas e as equações químicas correspondentes.
Deverão ainda focar alguns tratamentos físicos.
ͻ No final, os alunos, individualmente ou em pequenos grupos, deverão fazer a
apresentação do trabalho à turma.
2. O ácido sulfúrico, H2SO4, é o composto mais utilizado a nível industrial, como por
exemplo na produção de fertilizantes, polímeros, fármacos e outros. O seu consumo
pode ser tido como um parâmetro de avaliação do desenvolvimento económico de um
país.
ͻ Os alunos deverão fazer pesquisas que lhes permitam descrever as reações químicas
envolvidas na obtenção do ácido sulfúrico, escrevendo as equações químicas
correspondentes.
3. Implementar uma horta orgânica, em colaboração com outras disciplinas.
ͻ Entre outros aspetos, deve ser conhecida a fertilidade do terreno; com base na
análise feita ao mesmo, recomendar a adubação orgânica adequada, não
esquecendo a correção da acidez do solo.
ͻ Com base no estudo feito, o aluno e/ou grupo de alunos podem sugerir o que
querem cultivar, nomeadamente hortaliças, plantas medicinais e aromáticas.
114
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Módulo Q4
Atividade Laboratorial 3
Módulo Q4
Variação do valor de pH de uma água destilada
por dissolução de dióxido de carbono
Investigar os efeitos da dissolução do dióxido de carbono, CO2, em água. Nesta atividade
laboratorial vai produzir-se dióxido de carbono, CO2 (g), a partir da reação entre o carbonato
de cálcio, CaCO3 (s), e o ácido clorídrico, HCы (aq), de acordo com a equação química seguinte:
2 HCы (aq) + CaCO3 (s) ՜ CaCы2 (aq) + CO2 (g) + H2O (ы)
Procedimento experimental
Atenção! Nesta atividade
devem ser usados óculos
e luvas de proteção.
1. Colocar pedaços de calcário num balão ou frasco com tubuladura dupla e
adicionar água até cobrir este material.
2. Fazer a montagem para a preparação do dióxido de carbono de acordo com o
esquema.
Material: frasco ou balão
de duas tubuladuras com
rolhas (para preparar o
dióxido de carbono);
borracha de ligação;
1 bureta de 25 mL ou de
50 mL ou funil de carga;
quatro copos de 50 mL;
cronómetro; esguicho de
água desionizada;
medidor de pH de
bancada; sensor de pH;
tubo de vidro dobrado
para ligação; vareta de
vidro.
Reagentes: solução
2,0 mol dmо3 em ácido
clorídrico*, HCы (ácido
forte); carbonato de
cálcio, CaCO3, ou calcário
em pó ou em pedra;
indicador universal; água
desionizada.
3. Abrir cuidadosamente a torneira do funil de carga e verter ácido clorídrico
sobre o calcário.
4. Assim que se começar a libertar o gás (dióxido de carbono), trocar o copo por
um outro que contenha uma amostra de água destilada com algumas gotas
de indicador universal e um elétrodo de pH imerso. Ligue o cronómetro.
*Substância tóxica
*Substância
corrosiva
5. Ao fim de 30 s, desligar o cronómetro e registar o valor de pH e a cor da
amostra de água.
6. Repetir o procedimento anterior, mas deixando agora o gás a borbulhar na amostra de
água com o indicador universal durantes 60 s, 90 s, 120 s, …
Registar as observações efetuadas numa tabela como a seguinte.
Tab. 1 – Registo dos valores de pH
Tempo / s
30
60
120
150
180
210
240
270
300
pH
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115
Módulo Q4
Questões teórico-práticas
1. Para a realização desta atividade experimental foi necessário produzir dióxido de carbono,
CO2.
1.1 Escreva a equação química correspondente à produção laboratorial do dióxido de
carbono.
1.2 Colocou-se no fundo do frasco uma amostra de carbonato de cálcio com 40,0 g
de massa e 10,0% de impurezas. Cobriu-se esta amostra com água desionizada e,
em seguida, adicionaram-se 20,0 mL de ácido clorídrico com a concentração de
2,0 mol dm–3.
i)
Que quantidade de ácido clorídrico se adicionou ao carbonato de cálcio?
ii)
Indique se algum dos reagentes se encontra em excesso e, em caso afirmativo,
identifique-o.
iii) Determine o volume de dióxido de carbono que se libertou, nas condições PTN,
considerando que a reação foi completa.
1.3 Após o dióxido de carbono ter borbulhado em água durante 180 s (3 minutos) mediu-se o pH da solução resultante e anotou-se o seu valor. Escreva a equação química que
traduz a reação entre este gás e a água.
2. Em que situação um ácido fraco pode provocar queimaduras?
3. Com base no registo de valores de pH na tabela, compare os valores de pH que obteve
com os valores de pH obtidos pelos outros grupos de alunos.
Em alternativa às questões teórico-práticas, os alunos podem:
1. elaborar um pequeno relatório que contemple os seguintes aspetos:
ͻ pequena introdução teórica;
ͻ lista de material e reagentes;
ͻ análise dos resultados obtidos e registo de conclusões.
2. interpretar, em grupo, a acidificação de uma água, ou de uma solução aquosa, provocada
pela reação do dióxido de carbono;
3. interpretar o modo como as águas em contacto com alguns óxidos podem originar
soluções com pH inferior a 5,6 (a temperaturas de 25 °C e pressão de uma atmosfera).
116
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Propostas de trabalho por áreas de curso profissional
Módulo
Áreas de curso profissional
Propostas de trabalho
ͻ Saúde
ͻ Pesquisa sobre o pH de diferentes
refrigerantes, os ácidos neles presentes,
a sua função e possível impacto para a
saúde do consumidor.
ͻ Produção agrícola e animal
ͻ Pesquisa sobre a evolução da chuva ácida
em Portugal. Cuidados a ter:
ͻ Tecnologia dos processos químicos
Módulo Q4
о para reduzir o fenómeno das chuvas
ácidas;
о para combater o impacto desta acidez.
ͻ Apresentação à turma das conclusões.
Q4
ͻ Metalurgia e metalomecânica
ͻ Eletrónica e automação
ͻ Ciências informáticas
ͻ Eletricidade e energia
ͻ Investigação da natureza ácida, básica ou
neutra de:
о óleos de travões, embraiagem, caixa de
velocidades;
о ácido sulfúrico de baterias;
о líquidos anticongelantes;
о líquidos limpa para-brisas;
о removedores de ferrugem;
о lubrificantes...
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117
Teste final – Módulo Q4
Módulo Q4
1. Objeto de avaliação
Quadro 1 – Matriz
MÓDULO Q4
1. Ácidos e
bases na
Natureza
2. Ácidos e
bases de acordo
com a teoria de
Brönsted-Lowry
3. Ionização e
dissociação
iónica.
Autoionização
da água
4. Equilíbrio
ácido-base
5.
Comportamento
ácido, básico ou
neutro de
algumas soluções
de sais
1.1 A água da
chuva e a água
da chuva ácida:
composição
química
2.1 Perspetiva
histórica dos
conceitos de
ácido e base
3.1 Reações de
dissociação e
reações de
ionização;
produto iónico
da água, KW
3.2 Relação
entre as
concentrações
de ião hidrónio
e de ião
hidroxilo; o pH e
o pOH
3.3 Indicadores
ácido-base.
Medição do pH
4.1 Constante
de acidez, Ka, e
constante de
basicidade, Kb
5.1 Formação de
sais por meio de
reações ácidobase; reações de
neutralização
Cotação
(em pontos)
8 a 28
8 a 40
8 a 60
8 a 80
40 a 120
2. Características e estrutura
Quadro 2 – Tipologia, número de itens e cotação
Tipologia de itens
Número de itens
Cotação por item
(em pontos)
Itens de seleção
ͻ Escolha múltipla
ͻ Ordenação
5 a 10
8
Itens de construção
ͻ Resposta curta
ͻ Resposta restrita
ͻ Cálculo
8 a 15
8 a 15
É fornecida a cotação por item na última página do teste.
O teste não inclui formulário nem Tabela Periódica.
Para mais informações acerca das características do teste final consultar os itens comuns,
na página 42 do CAP.
118
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Módulo Q4
Teste final – Módulo Q4
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________
Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________
Grupo I
1. De entre as afirmações seguintes, selecione a que está correta.
(A) A água da chuva é pura e apresenta pH igual a 7.
(B) As chuvas ácidas formam-se, em geral, a baixas altitudes.
(C) Os grandes causadores das chuvas ácidas são o dióxido de carbono, os óxidos de
enxofre e os óxidos de nitrogénio.
(D) Os óxidos moleculares presentes na atmosfera reagem com o vapor de água
originando soluções básicas ou alcalinas.
2. Em relação ao conceito de ácido e de base segundo Arrhenius e Brönsted-Lowry, selecione
a afirmação correta.
(A) Segundo Brönsted-Lowry, um ácido cede protões e, em solução aquosa, provoca uma
diminuição na concentração de iões H3O+.
(B) Segundo Arrhenius, qualquer substância em cujas moléculas exista o elemento
hidrogénio é um ácido.
(C) Segundo Arrhenius, o ião OHо é o responsável pelo caráter ácido das soluções e o ião
H+ é o responsável pelo caráter básico das soluções.
(D) Uma solução que é mais ácida do que outra é mais concentrada em iões H3O+.
3. A equação química que se segue traduz um equilíbrio ácido-base:
NH3 (aq) + H2O (ы) ֖ NHସା (aq) + OHо (aq)
3.1 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
Nesta reação, comportam-se como ácidos de Brönsted-Lowry as espécies…
(A) NH3 (aq) e NHସା (aq).
(B) H2O (ы) e NHସା (aq).
(C) H2O (ы) e NH3 (aq).
(D) NH3 (aq) e OHо (aq).
3.2 Selecione a opção que corresponde aos pares conjugados ácido-base referentes a este
equilíbrio.
(A)
(B)
(C)
(D)
NH3/OHо e H2O/NHସା .
NH3/NHସା e OHо/H2O.
NHସା /NH3 e H2O/OHо.
NHସା /H2O e OHо/NH3.
4. O produto iónico da água, Kw, a 30 °C é igual a 1,47 × 10о14.
4.1 Escreva a equação química que traduz a autoionização da água.
4.2 Determine a concentração em iões H3O+.
4.3 A concentração em iões H3O+ à temperatura de 50 °C é maior ou menor do que a 30 °C?
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119
Módulo Q4
4.4 De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) A uma determinada temperatura, o valor do produto iónico, Kw, é diferente para
a água pura e para as soluções aquosas ácidas ou básicas.
(B) Em qualquer solução aquosa há sempre iões H3O+ e OHо.
(C) Numa solução aquosa com caráter ácido o número de iões H3O+ é inferior ao
número de iões OHо.
(D) Para qualquer temperatura, uma solução aquosa ácida tem sempre uma
concentração em iões H3O+ maior do que 1,0 × 10о7 mol dmо3.
Grupo II
1. O quadro seguinte contém os valores das constantes de acidez, Ka, de alguns ácidos.
Ácido
HCыO2
HF
HCыO
CH3COOH
HCN
Constante de acidez, Ka, a 25 °C
о2
1,1 × 10
о4
6,3 × 10
о8
4,0 × 10
о5
1,8 × 10
о10
6,0 × 10
1.1 Complete o seguinte equilíbrio químico:
HCыO (aq) + HCыO2 (aq) ֖ _____________ + _____________
1.2 Indique os pares ácido-base deste equilíbrio.
1.3 De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) Quanto maior for o valor da constante de acidez, Ka, de um ácido, maior será o
valor da constante de basicidade, Kb, da sua base conjugada.
(B) Quanto mais forte for o ácido, maior será o respetivo valor da constante de
acidez, Ka, e menos extensa será a ionização desse ácido.
(C) Quanto maior for o valor da constante de acidez, Ka, de um ácido, menor será o
valor da constante de basicidade, Kb, da sua base conjugada.
(D) Quanto mais fraco for o ácido, menor será o respetivo valor da constante de
acidez, Ka, e mais extensa será a ionização desse ácido.
1.4 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
De entre as bases Fо, CыOо, CH3COOо e CNо, a mais fraca é…
(A) Fо.
(B) CыOо.
(C) CH3COOо.
(D) CNо.
1.5 De entre as soluções aquosas dos ácidos presentes no quadro, e assumindo que todas
têm a mesma concentração inicial, indique qual apresenta maior valor de pH.
1.6 O valor de pH de uma solução aquosa de ácido acético, à temperatura de 25 °C, é igual
a 3,4. Para identificar o caráter ácido desta solução dispõem-se de três indicadores
ácido-base: solução alcoólica de fenolftaleína, azul de bromotimol e alaranjado de
metilo.
120
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Módulo Q4
Na tabela seguinte encontram-se as respetivas zonas de viragem e as cores em meio
ácido e em meio básico destes indicadores.
Indicador
Zona de viragem
Cor em meio ácido
Cor em meio básico
Solução alcoólica de
fenolftaleína
8,2 – 10,0
Incolor
Carmim
Azul de bromotimol
6,0 – 7,6
Amarelo
Azul
Alaranjado de metilo
3,2 – 4,2
Vermelho
Amarelo
Escolha o indicador apropriado e diga qual a cor com que fica a solução depois de se
adicionarem algumas gotas desse indicador.
2. O ácido acético, CH3COOH (aq), ioniza-se conforme indicado na seguinte equação química:
CH3COOH (aq) + H2O (ы) ֖ CH3COOо (aq) + H3O+ (aq)
Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 × 10о5
2.1 O ácido acético é um ácido forte ou fraco?
2.2 Uma solução aquosa de ácido acético tem pH igual a 4,5.
i) Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
A concentração desta solução em iões H3O+ é…
(A) 1,6 × 10о5 mol dmо3.
(B) 3,2 × 10о5 mol dmо3.
(C) 4,8 × 10о5 mol dmо3.
(D) 6,5 × 10о5 mol dmо3.
ii) Determine a concentração em iões acetato, CH3COOо (aq).
3. A 25 °C, uma solução aquosa de cloreto de amónio, NH4Cы, tem pH igual a 4,15.
Dado: Ka(NH4+ ) = 5,6 × 10о10
3.1 A solução aquosa de cloreto de amónio apresenta caráter ácido ou básico?
3.2 Determine a concentração em iões H3O+.
3.3 De entre as seguintes afirmações, selecione a correta.
(A)
(B)
(C)
(D)
O ião Cыо reage com a água porque é a base conjugada de um ácido muito forte.
O ião NHସା não reage com a água porque é o ácido conjugado de uma base fraca.
O ião NHସା reage com a água porque é o ácido conjugado de uma base fraca.
O ião Cыо reage com a água porque é a base conjugada de um ácido fraco.
3.4 Considerando que o sal se dissolve completamente, determine a concentração em
iões OHо, a esta temperatura.
Grupo
I
II
1.
8
1.1
8
2.
8
1.2
8
3.1
8
1.3
8
3.2
8
1.4
8
4.1
8
1.5
10
Item
Cotação (em pontos)
4.2 4.3 4.4
15
10
8
1.6 2.1 2.2 i) 2.2 ii) 3.1
8
8
8
15
8
73
3.2
15
TOTAL
3.3
8
3.4
15
127
200
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121
Trabalho de recuperação de módulo
Módulo Q4
1. Objeto de avaliação
No teste de recuperação do módulo Q4 é proposto um trabalho escrito em que serão
avaliadas as aprendizagens correspondentes aos subtemas num trabalho individual escrito, com
duração limitada (90 min), enquadrado por um conjunto de competências, que poderão incluir:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
elaboração e interpretação de representações gráficas;
interpretação de dados;
interpretação de fontes de informação diversas;
produção de textos.
2. Características da prova
Modalidade da prova: apresentação em PowerPoint® e/ou Prezi®.
Elaboração: O trabalho é individual e poderá ser elaborado com consulta do manual e de
outras fontes bibliográficas, nomeadamente da internet; deverá ser escrito utilizando as
próprias palavras do aluno, sem plágio.
Apresentação: Diapositivo de rosto (titulo; subtítulo; data); diapositivo de sumário
(sumariar o assunto a abordar); diapositivos do corpo de trabalho (distribuição da informação
a apresentar); diapositivo de conclusão (síntese das ideias principais) e diapositivo com a
bibliografia consultada.
3. Temas propostos
ͻ Conceitos de ácido e base, nomeadamente a Teoria de Arrhenius e de Brönsted-Lowry.
ͻ Aplicação das constantes de equilíbrio à ionização de ácidos e de bases, exemplificando
com reações químicas à escolha.
4. Critérios de classificação
Propõe-se que a classificação a atribuir ao trabalho seja distribuída do seguinte modo:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
capa e índice – 20 pontos;
folha de rosto – 10 pontos;
desenvolvimento do trabalho – 150 pontos;
grafismo – 10 pontos;
bibliografia detalhada – 10 pontos.
FIM
122
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Módulo Q4
Soluções
Módulo Q4
Fichas
Ficha formativa 1 – Módulo Q4
1.
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) O principal responsável pelas chuvas ácidas é o dióxido de
carbono, CO2 (g). (B) Os óxidos que originam as chuvas ácidas são moleculares visto serem formados por oxigénio e nãometais, como carbono, enxofre e nitrogénio. (D) A acidez da água da chuva não é a mesma em todas as zonas do
planeta.
2.
A água da chuva, quando é ácida, acelera a decomposição de monumentos que são constituídos por calcário e
mármore, pois um dos componentes destes materiais é o carbonato de cálcio, CaCO3, que se decompõe por ação dos
ácidos, libertando dióxido de carbono.
+
3.1 Segundo Arrhenius, são ácidos as substâncias que originam iões H Ğŵ ƐŽůƵĕĆŽ ĂƋƵŽƐĂ͗ ,ыK2 e H3PO4. Segundo
о
Arrhenius, são bases as substâncias que se dissociam originando iões OH em solução aquosa: Ba(OH)2.
3.2 As espécies que se comportam como ácidos em solução aquosa, segundo a Teoria Protónica, são as que cedem
+
protões, H , à água, ou seja, são ácidos mais foƌƚĞƐ ĚŽ ƋƵĞ Ă ĄŐƵĂ͗ ,ыK2, H3PO4 e NHସା . As espécies que se
comportam como bases em solução aquosa, segundo a Teoria Protónica, são as que têm a capacidade de aceitar
protões da água. São bases mais fortes do que a água: NH3, Ba(OH)2, NHଶି e SOଶି
ସ .
+
3.3 São espécies que podem ceder iões H , desde que reajam com uma espécie capaz de aceitar esses iões, ou seja, uma
ďĂƐĞŵĂŝƐĨŽƌƚĞ͗,ыK2, H3PO4, NH3, NHସା e NHଶି .
ି
ି
3.4 κି
ଶ ĠĂďĂƐĞĐŽŶũƵŐĂĚĂĚĞ,ыK2; Hଶ POସ é a base conjugada de H3PO4; NHଶ é a base conjugada de NH3; NH3 é a
Ϯо
ା
ି
base conjugada de NHସ ; NH é a base conjugada de NHଶ .
ା
4.1 Conjunto II.
4.2 HNO3 (aq) + NH3 (aq) ֖ NOି
ଷ (aq) + NHସ (aq)
+
4.3 Porque, segundo a Teoria Protónica, bases são espécies aceitadoras de protões, ou seja, iões H .
Ϯо
о
о
Ϯо
+
о
5.
S (aq) + H2K;ыͿ֖ HS (aq) + OH (aq). O ião S capta um protão, H , da molécula de água, e transforma-se em HS ,
exibindo comportamento básico.
о
+
+
о
ଷି
6.
H2S/HS ; H3O /H2O ; HCNH /HCN ; H2O/OH ; H2CO3/HCOଷି ; NHସା /NH3 ; HPOଶି
ସ /POସ .
7.1 N2H4.
7.2 H2SO4.
+
о
о
8.1 (a) H2K;ыͿ(b) H3O (aq) (c) HCOଷି (aq) (d) OH (aq) (e) H2K;ыͿ(f) OH (aq).
+
о
о
ଶି
8.2 I. HSOି
II. HCOଷି /COଶି
III. NHସା /NH3 ; H2O/OH .
ସ /SOସ ; H3O /H2O .
ଷ ; H2O/OH .
8.3 i) O ião HSOି
ସ apresenta comportamento anfotérico porque se pode comportar como ácido ou como base,
о
dependendo das características da outra espécie com que reage. ii) HSOି
ସ (aq) + H2K;ыͿ֖ H2SO4 (aq) + OH (aq)
о14
+
о
о14
+
о7
9.
A 40 °C, o produto iónico da água, KW, é 2,71 × 10 . KW = [H3O ] × [OH ] ՜ 2,71 × 10 = [H3O ] × 9,25 × 10 ֞
+
о8
о3
о
+
֞ [H3O ] = 2,93 × 10 mol dm . Como [OH ] > [H3O ], a solução é básica.
+
+
+
о7
о3
10. Opção (B). [H3O ] = ඥ‫ܭ‬୛ ՜ [H3O ] = ඥ4,0 × 10ିଵସ ֞ [H3O ] = 2,0 × 10 mol dm .
+
о
+
о
о14
2
о7
о3
11.1 A 25 °C: sendo a solução neutra, [H3O ] = [OH ] = x; KW = [H3O ] × [OH ] ՜ 1,00 × 10 = x ֞ x = 1,00 × 10 mol dm ;
+
о7
о3
+
о
о14
2
о7
о3
[H3O ] = 1,00 × 10 mol dm . A 100 °C: KW = [H3O ] × [OH ] ՜ 51,3 × 10 = x ֞ x = 7,16 × 10 mol dm ;
+
о7
о3
+
о7
о7
о7
о3
[H3O ] = 7,16 × 10 mol dm ͘ѐ΀,3O ] = 7,16 × 10 о1,00 × 10 = 6,16 × 10 mol dm .
+
о
о14
о7
о
о
о6
о3
о
+
11.2 A 100 °C: KW = [H3O ] × [OH ] ՜ 51,3 × 10 = 1,00 × 10 × [OH ] ֞ [OH ] = 5,13 × 10 mol dm . Como [OH ] > [H3O ],
a solução é básica.
11.3 A reação de autoionização da água é um processo endotérmico, porque, de acordo com o Princípio de Le Châtelier,
quando a temperatura aumenta, o sistema reacional evolui no sentido da reação direta, aumentando as
+
о
concentrações de H3O e OH . Consequentemente, o valor de KW também aumenta.
12. Opção (B).
13.
+
о3
[H3O ] / mol dm
о10
3,16 × 10
о13
2,2 × 10
о3
6,5 × 10
о7
1,0 × 10
о
о3
[OH ] / mol dm
о5
3,16 × 10
о2
4,5 × 10
о12
1,5 × 10
о7
1,0 × 10
pH
9,5
12,7
2,2
7
Natureza da solução
Básica
Básica
Ácida
Neutra
о
+
14.1 ,ы ;ĂƋͿ Ġ Ƶŵ ĄĐŝĚŽ ĨŽƌƚĞ͘ ŽŶƐŝĚĞƌĂŶĚŽ Ă ƐƵĂ ŝŽŶŝnjĂĕĆŽ ĐŽŵƉůĞƚĂ͗ ,ы ;ĂƋͿ н ,2K ;ыͿ ื ы (aq) + H3O (aq).
+
о1
о3
+
о1
΀,ы΁с΀,3O ] = 1,0 × 10 mol dm ͖Ɖ,соůŽŐ΀,3O ] ՜ Ɖ,соůŽŐ;ϭ͕ϬпϭϬ ) = 1.
+
о1
о3
о1
14.2 HNO3 (aq) também é um ácido forte: [HNO3] = [H3O ] = 4,0 × 10 mol dm ͖Ɖ,соůŽŐ;ϰ͕ϬпϭϬ ) = 0,40.
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123
Módulo Q4
о
+
14.3 NaOH (aq) é uma base forte. Considerando a sua dissociação completa: NaOH (aq) ื Na (aq) + OH (aq).
о
о3
о3
о
о3
[NaOH] = [OH ] = 3,1 × 10 mol dm ͖ƉK,соůŽŐ΀K, ] ՜ ƉK,соůŽŐ;ϯ͕ϭпϭϬ ) = 2,5. A 25 °C, pH + pOH = 14 ՜
+
оpH
+
о11,5
о12
о3
՜Ɖ,сϭϰоϮ͕ϱсϭϭ͕ϱ͖΀,3O ] = 10 ՜ [H3O ] = 10
= 3,2 × 10 mol dm .
2+
о
14.4 Ba(OH)2 (aq) é uma base forte e dissocia-se de acordo com a equação química: Ba(OH)2 (aq) ื Ba (aq) + 2 OH (aq).
о
о2
о2
о3
о2
[OH ] = 2 × [Ba(OH)2] = 2 × 1,2 × 10 = 2,4 × 10 mol dm ͖ƉK,соůŽŐ;Ϯ͕ϰпϭϬ ) = 1,6. A 25 °C, pH = 14 – 1,6 = 12,4;
+
о12,4
о13
о3
[H3O ] = 10
= 4,0 × 10 mol dm .
+
оpH
+
о1,7
о2
о3
15. Opção (D). [H3O ] = 10 ՜ [H3O ] = 10 = 2,0 × 10 mol dm .
Ficha formativa 2 – Módulo Q4
1.
I. Ka =
[୊ష ]౛ ×[ୌయ ୓శ ]౛
; II. Ka =
[ୌ୊]౛
ష
[୒ୌశ
ర ]౛ ×[୓ୌ ]౛
శ
[ୗ୓మష
ర ]౛ ×[ୌయ ୓ ]౛
[ୌୗ୓రష]౛
[ୌమ ୗ]౛
[ୌେ୓యష]౛ ×[୓ୌష ]౛
[େ୓మష
య ]౛
.
3.
Opção (D). As restantes são incorretas porque: (A) Quanto mais forte for uma base, maior será o valor da constante
de basicidade. (B) Se o valor de Ka (ácido fraco) é baixo, o valor de Kb da respetiva base conjugada também é baixo.
о14
(C) O produto Ka × Kb é igual a 1,0 × 10 apenas à temperatura de 25 °C.
Ácido
C7H5O2H
HF
HNO2
,ыK
5.1
5.3
5.4
5.5
[ୌୗష ]౛
Base conjugada
C଻ Hହ Oି
ଶ
о
F
NOି
ଶ
о
ыK
о
+
о6
శ
[୒୓ష
మ ]౛ ×[ୌయ ୓ ]౛
о3
௡
௠
௏
ெ×௏
c= ՜c=
՜c=
௖ౣ
ெ
[ୌ୒୓మ ]౛
଻,଴ଽ
՜c=
+
ଽହ,ହ଴
о4
՜ 5,6 × 10 =
о2
(ଷ,ଶ × ଵ଴షల )మ
о3
= 7,4 × 10 mol dm .
[ୌ୒୓మ ]౛
6.2
о8
A 25 °C, pH + pOH = 14 ՜ pOH = 14 – 2,0 = 12,0.
о
ci / mol dm
о3
ѐc / mol dm
о3
ce / mol dm
+
оpH
[H3O ] = 10
о2
о3
֞ [HNO2]e = 1,8 × 10 mol dm .
+
CH3ыCOOH (aq) + H2K;ыͿ֖ CH3ыKK (aq) + H3O (aq)
о2
7,5 × 10
–
уϬ
уϬ
оx
–
+x
+x
о2
7,5 × 10 о x
–
x
x
о3
+
о2,0
՜ [H3O ] = 10
о3
= 6,5 × 10 mol dm . Ka =
9.1
+
+
6.3
8.
Kb
о10
1,6 × 10
о11
1,6 × 10
о11
1,8 × 10
о7
2,5 × 10
HNO2 (aq) + H2K;ыͿ֖ NOି
ଶ (aq) + H3O (aq)
ci
–
уϬ
уϬ
оx
–
+x
+x
о6
о6
[HNO2]e
–
3,2 × 10
3,2 × 10
x = 3,2 × 10 mol dm . Ka =
7.
Ka
о5
6,3 × 10
о4
6,3 × 10
о4
5,6 × 10
о8
4,0 × 10
о
+
.
(a) H3S ; (b) NOି
5.2 H3S /H2S ; HNO2/NOି
ଶ ; (c) HS ; (d) H3O ; (e) HS ; (f) H3O .
ଶ.
о
(A) A afirmação é verdadeira. HS comporta-se como ácido na equação II e como ácido na equação III. (B) A afirmação é
falsa. Se HNO2 é um ácido mais forte do que H2S, pois Ka(HNO2) > Ka(H2S), a sua base conjugada é mais fraca.
о
HS , porque tem o valor de Ka mais baixo.
+
оpH
+
о5,5
о6
о3
+
о6
о3
i) [H3O ] = 10 ՜ [H3O ] = 10 = 3,2 × 10 mol dm . No equilíbrio: [NOି
ଶ ]e = [H3O ]e = 3,2 × 10 mol dm .
ii)
о3
ci / mol dm
о3
ѐc / mol dm
о3
ce / mol dm
6.1
; III. Kb =
[ୌ୔୓మష
ర ]౛
I. Kb =
4.
124
౛
శ
[୔୓యష
ర ]౛ ×[ୌయ ୓ ]౛
2.
[୒ୌయ ]౛
; II. Kb =
×[୓ୌష ]
; III. Ka =
[େୌయ
о2
о3
о2
о3
о2
о2
= 1,0 × 10 mol dm . x = 1,0 × 10 mol dm . [CH3ыKK,]e = 7,5 × 10 о 1,0 × 10 =
େκେ୓୓ష ]
౛ ×[ୌయ
[େୌయ େκେ୓୓ୌ]౛
୓శ ]
౛
՜ Ka =
(ଵ,଴
× ଵ଴షమ )మ
଺,ହ × ଵ଴షమ
о3
= 1,5 × 10 .
I. Solução básica. Resulta da reação entre uma base forte, Ca(OH)2 (aq), e um ácido fraco, HCN (aq).
II. Solução básica. Resulta da reação entre uma base forte, NaOH (aq), e um ácido fraco, H2CO3 (aq).
III. Solução ácida. Resulta da reação entre uma base fraca, NH3 (aq), e um ácido forte, H2SO4 (aq).
IV. Solução ácida. Resulta da reação entre uma base fraca, NH3 ;ĂƋͿ͕ĞƵŵĄĐŝĚŽĨŽƌƚĞ͕,ы;ĂƋͿ͘
V. Solução neutra. Resulta da reação entre uma base forte, Ca(OH)2 (aq), e um ácido forte, HNO3 (aq).
+
о
+
(A) NaCыO (aq) ื Na (aq) + CыO (aq). O ião Na (aq) é o ácido conjugado da base forte NaOH (aq), pelo que
о
praticamente não reage com a água. O ião CыO (aq) é a base fraca conjugada do ácido fraco HCыO (aq) e tem Kb baixo.
о
о
о
+
Reage com a água, de acordo com a equação: CыO (aq) + H2K;ыͿ֖ HCыO (aq) + OH (aq). [OH ] > [H3O ], logo a solução
о
о
é básica. (B) NH4Cы (aq) + H2K;ыͿ֖ NHସା (aq) + Cы (aq). O ião Cы (aq) é a base conjugada muito fraca do ácido forte
HCы (aq), não tendo a capacidade de aceitar protões da água. Não sofre hidrólise. O ião NHସା é o ácido conjugado da
+
base fraca NH3 (aq) e tem a capacidade de ceder protões à água: NHସା (aq) + H2K ;ыͿ ֖ NH3 (aq) + H3O (aq).
+
о
[H3O ] > [OH ], logo a solução é ácida.
+
о
KCN (aq) ื K (aq) + CN (aq)
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Módulo Q4
9.2
9.3
+
O ião K (aq) é o ácido conjugado da base muito forte KOH (aq). Por isso, praticamente não sofre hidrólise. O ião
о
CN (aq) é a base fraca conjugada do ácido fraco HCN (aq). Tem a capacidade de aceitar protões da água, de acordo
о
о
о
+
com a equação química: CN (aq) + H2K;ыͿ֖ HCN (aq) + OH (aq). [OH ] > [H3O ], logo a solução é básica.
о
о4
о3
c(KCN) = [CN ] = 5,0 × 10 mol dm .
о
о3
ci / mol dm
о3
ѐc / mol dm
о3
ce / mol dm
о
CN (aq) + H2K;ыͿ֖ HCN (aq) + OH (aq)
о4
5,0 × 10
–
уϬ
уϬ
оx
–
+x
+x
о4
5,0 × 10 о x
–
x
x
о
о4
x corresponde à percentagem de CN que reage com a água, ou seja, x = 5,0 × 10 ×
о
о5
ଶ,଴
ଵ଴଴
о5
о3
= 1,0 × 10 mol dm .
No equilíbrio: ƉK,соůŽŐ΀K, ] ՜ ƉK,соůŽŐ;ϭ͕ϬпϭϬ ) = 5,0; a 25 °C, pH + pOH = 14 ՜ Ɖ,сϭϰоϱ͕Ϭсϵ͕Ϭ͘
Teste final – Módulo Q4
1.
2.
3.1
4.1
4.2
4.3
4.4
1.1
1.3
1.4
1.5
2.1
2.2
3.1
3.2
3.3
3.4
Grupo I
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) A água da chuva não é pura. (B) As chuvas ácidas formam-se
a altas altitudes. (D) Os óxidos moleculares reagem com o vapor de água da atmosfera originando soluções ácidas.
Opção (D). As restantes são incorretas porque: (A) Ao ceder protões, verifica-se um aumento da concentração de
+
+
iões H3O . (B) Ácido, segundo Arrhenius, é a substância em cuja solução aquosa existem iões H . (C) Segundo
+
о
Arrhenius, o ião H é o responsável pelo caráter ácido da solução e o ião OH o responsável pelo caráter básico.
Opção (B).
3.2 Opção (C).
+
о
H2O ;ыͿн,2K;ыͿ֖ H3O (aq) + OH (aq)
+
о
о14
2
о7
о3
+
о7
о3
KW = [H3O ] × [OH ] ՜ 1,47 × 10 = x ֞ x = 1,2 × 10 mol dm ; [H3O ] = 1,2 × 10 mol dm .
+
Como a autoionização da água é um processo endotérmico, quando a temperatura aumenta a concentração em H3O
+
também aumenta. A concentração em iões H3O é maior a 50 °C do que a 30 °C.
Opção (D). Para temperaturas acima de 25 °C, algumas soluções ácidas poderão apresentar uma concentração em
+
о7
о3
iões H3O maior do que 1,0 × 10 mol dm .
Grupo II
+
+
,ыK;ĂƋͿн,ыK2 (aq) ֖ H2ыK (aq) + κି
(aq)
1.2 H2ыK ͬ,ыK͖,ыK2/κି
ଶ
ଶ.
Opção (C).
о
Opção (A). Como HF é o ácido mais forte do conjunto apresentado, a sua base conjugada, F , é a mais fraca.
O ácido HCN, porque apresenta o menor valor de Ka.
1.6 Azul de bromotimol. Amarelo.
É um ácido fraco, porque o seu valor de Ka é baixo.
+
о4,5
о5
о3
о
+
о
о5
о3
ii) [CH3COO ]e = [H3O ]e ՜ [CH3COO ]e = 3,2 × 10 mol dm .
i) Opção (B). [H3O ]e = 10 = 3,2 × 10 mol dm .
A solução aquosa de cloreto de amónio apresenta caráter ácido, porque resulta da reação entre uma base fraca,
NH4K,͕ĞƵŵĄĐŝĚŽĨŽƌƚĞ͕,ы͘
+
оpH
+
о4,15
о5
о3
[H3O ]e = 10 ՜ [H3O ]e = 10
= 7,08 × 10 mol dm .
о
Opção (C). As restantes são incorretas porque: (A) e (D) KŝĆŽы praticamente não reage com a água, porque é a base
ĐŽŶũƵŐĂĚĂĚĞƵŵĄĐŝĚŽĨŽƌƚĞ;,ыͿ͘(B) O ião NHସା reage com a água porque é o ácido conjugado de uma base fraca.
+
о
о14
о5
о
о
о10
о3
A 25 °C: KW = [H3O ] × [OH ] ՜ 1,0 × 10 = 7,08 × 10 × [OH ] ֞ [OH ] = 1,4 × 10 mol dm .
Questões laterais – Manual
Página 124
+
ͻ HCN comporta-se como um ácido ao ceder um protão (H ) a H2O, que se comporta como base ao aceitar um protão.
Página 125
ͻ Opção (C).
Página 130
ͻ NH3 (aq) + NH3 (aq) ֖ NHସା (aq) + NHଶି (aq)
Página 132
+
о3
о8
о3
+
о8
ͻ [H3O ] = 0,000 000 01 mol dm = 1,0 × 10 mol dm ͖Ɖ,соůŽŐ΀,3O ] ՜ pH = оlog (1,0 × 10 ) ֞ pH = 8.
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
125
Módulo Q4
Página 133
+
+
+
о5
о3
ͻ a) Ɖ,соůŽŐ΀,3O ] ՜ ϱ͕ϬсоůŽŐ΀,3O ] ֞ [H3O ] = 1,0 × 10 mol dm .
+
о
о14
о5
о
о
о9
о3
b) A 25 °C: Kw = [H3O ] × [OH ] ՜ 1,0 × 10 = 1,0 × 10 × [OH ] ֞ [OH ] = 1,0 × 10 mol dm ;
о
о9
pK,соůŽŐ΀K, ] ՜ ƉK,соůŽŐ;ϭ͕ϬпϭϬ ) ֞ pOH = 9.
Página 134
+
+
+
о1,7
о2
о3
ͻ Ɖ,соůŽŐ΀,3O ] ՜ ϭ͕ϳсоůŽŐ΀,3O ] ֞ [H3O ] = 10 = 2,0 × 10 mol dm .
Página 135
+
о
ͻ a) ŽŵŽ,ыĠƵŵĄĐŝĚŽĨŽƌƚĞ͕ĐŽŶƐŝĚĞƌĂ-ƐĞĂƐƵĂŝŽŶŝnjĂĕĆŽĐŽŵƉůĞƚĂ͗,ы;ĂƋͿн,2K;ыͿื H3O ;ĂƋͿны (aq);
+
+
о3
о1
о3
+
о1
c;,ыͿс΀,3O ] ՜ [H3O ] = 0,2 mol dm = 2,0 × 10 mol dm ͖Ɖ,соůŽŐ΀,3O ] ՜ Ɖ,соůŽŐ;Ϯ͕ϬпϭϬ ) = 0,7.
b) A Como KOH é uma base forte, considera-se a sua dissociação completa.
о
+
+
о
о
о3
KOH (aq) ื OH (aq) + K (aq); [KOH]i = [K ]f = [OH ]f ՜ [OH ]f = 0,3 mol dm ;
о
о1
ƉK,соůŽŐ΀K, ] ՜ ƉK,соůŽŐ;ϯпϭϬ ) ֞ pOH = 0,5; pH + pOH = 14 ՜ pH + 0,5 = 14 ֞ pH = 13,5.
Página 140
ͻ
a) I. ácido – ,Kы͖II. ácido – NHସା .
о
b) ,Kы
c) Kы ; NH3.
Questões teórico-práticas
Atividade Laboratorial 1 (Manual)
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
1.6
A erros acidentais ou aleatórios e erros sistemáticos. De entre os erros acidentais destacam-se: más leituras e
movimentos bruscos do operador. Estes erros são imprevisíveis, não são regulares e são difíceis de eliminar. De entre
os erros sistemáticos destacam-se: deficiência dos instrumentos de medida e deficiência nos procedimentos do
operador. Estes erros existem sempre e verificam-se sempre no mesmo sentido.
O valor de pH é maior a 50 °C do que a 30 °C pois o processo de autoionização é um processo endotérmico.
À medida que aumenta a temperatura aumenta o valor de Kw. Como a solução é neutra, o aumento de temperatura
+
+
provoca um aumento na concentração em iões H3O . A concentração em iões H3O é maior a 60 °C.
+
о
O número de iões H3O é igual ao número de iões OH .
É um processo endotérmico.
Quando aumenta a temperatura, o sistema evolui no sentido da reação endotérmica. Como o processo da
autoionização da água é endotérmico, o aumento da temperatura faz evoluir o sistema no sentido da reação direta.
A reação no sentido direto é mais extensa quando a temperatura aumenta.
Atividade Laboratorial 2 (Manual)
1.
3
Para 1 dm de solução ácida: m = ʌ × V ՜ m = 1,2 × 1000 = 1200 g (solução ácida); m ;,ыͿсϭϮϬϬпϬ͕ϯϳсϰϰϰŐ͖
n=
2.
௠
ெ
՜n=
ସସସ
ଷ଺,ସ଺
௡
ଵଶ,ଶ
௏
ଵ,଴
= 12,2 mol ,ы͖c = ՜ c =
о3
= 12,2 mol dm HCы͘
+
Ao adicionar ácido a uma solução aquosa estão a adicionar-se iões H3O , presentes nas soluções ácidas. Para um
+
mesmo volume de ácido adicionado, se o ácido é forte, a quantidade de iões H3O cedidos é superior à que é
adicionada se o ácido for fraco, porque nem todo o ácido se ioniza. Em qualquer dos casos o pH da solução diminui
+
porque a concentração em iões H3O aumenta.
Atividade Laboratorial 3 (CAP)
1.1
1.2
Ϯ,ы;ĂƋͿнĂK3 (s) ՜ Ăы2 (aq) + CO2 (g) + H2K;ыͿ
о3
i) ,ы͗n = c × V ՜ n = 2,0 × 20,0 × 10 = Ϭ͕ϬϰϬŵŽů,ы.
=36 g CaCO3; n =
௠
ெ
՜n=
ଷ଺
ଵ଴଴,଴ଽ
= 0,36 mol CaCO3.
о1
ii) M(CaCO3) = 100,09 g mol ; m = 40,0 о 40,0 × 0,100 =
ଶ ୫୭୪ ୌେκ
ଵ ୫୭୪ େୟେ୓య
=
଴,଴ସ଴ ୫୭୪ ୌେκ
௡
֞ n = 0,020 mol CaCO3. Como existe
0,36 mol CaCO3 e só é necessário 0,020 mol deste sal, o carbonato de cálcio está em excesso.
ůŝŵŝƚĂŶƚĞ͗,ы.
1.3
2.
126
ଶ ୫୭୪ ୌେκ
ଵ ୫୭୪ େ୓మ
=
଴,଴ସ଴ ୫୭୪ ୌେκ
௡
֞ n = 0,020 mol CO2; n =
௏
௏೘
iii) Reagente
3
՜ V= 0,020 × 22,4 = 0,448 dm CO2.
CO2 (g) + H2O (ы) ื H2CO3 (aq)
Se tiver uma elevada concentração ou se, apesar de a concentração ser relativamente baixa, se utilizar em grandes
quantidades.
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Planificações
Módulo Q5
Equilíbrio de oxidação-redução
Planificação a médio prazo
Número de
aulas
Conteúdos
1. Reações de oxidação-redução
6
2. Competição pela transferência de eletrões
6
3. Reações de oxidação-redução na Natureza, no quotidiano e na indústria
1
Resolução de exercícios
3
Atividade laboratorial 1
1
Atividade laboratorial 2
1
Preparação, realização e entrega do teste global do módulo
4
Total
22
Planificação aula a aula
A planificação proposta foi elaborada considerando a existência de cinco tempos semanais,
mas pode facilmente ser adaptada caso a disciplina apenas tenha 3 ou 4 tempos semanais.
1. Reações de oxidação-redução
Aulas n.o 1 e 2
100 min
ͻ Apresentação do módulo aos alunos.
ͻ Marcação da data do teste final do módulo Q5.
ͻ Perspetiva histórica dos conceitos de oxidação-redução.
Sumário
ͻ Oxidantes e redutores.
ͻ Uma definição mais ampla de oxidação-redução.
ͻ Números de oxidação.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 1 a 3 (pág. 159).
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Reações de oxidação-redução
Animação: Reações de oxidação-redução
128
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Módulo Q5
Aulas n.o 3 e 4
100 min
ͻ Identificação de reações de oxidação-redução.
Sumário
ͻ Reações de dismutação.
ͻ Acerto de equações de oxidação-redução.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 4 a 8 (págs. 163 e 164).
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 1 a 6.
ͻ
Atividade: Acerto de equações de oxidação-redução
Aula n.o 5
Sumário
Recursos
disponíveis
50 min
ͻ Continuação do estudo do acerto de equações de oxidação-redução.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 7 e 8.
ͻ
Teste: Reações de oxidação-redução
2. Competição pela transferência de eletrões
Aulas n.o 6 e 7
100 min
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos dos conceitos lecionados
anteriormente.
Sumário
ͻ Pares conjugados de oxidação-redução.
ͻ Força relativa de oxidantes e redutores.
ͻ Constante de equilíbrio de reações de oxidação-redução.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios 9 e 10 (pág. 166).
ͻ
Apresentação: Competição pela transferência de eletrões
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129
Módulo Q5
Aulas n.o 8 e 9
Sumário
100 min
ͻ Continuação do estudo da constante de equilíbrio de reações de oxidação-redução.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercício 11 (pág. 168).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 9 a 11.
Aula n.o 10
50 min
Sumário
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Ficha formativa: exercícios 12 e 13.
Aulas n.o 11 e 12
100 min
ͻ Classificação qualitativa dos pares ião metálico/metal.
Sumário
ͻ Classificação qualitativa dos pares ião halogeneto/halogéneo.
ͻ Previsão da ocorrência de reações de oxidação-redução.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 12 a 15 (pág. 172).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 14 e 15.
Recursos
disponíveis
ͻ
Simulador: Série eletroquímica
Atividade: Previsão da reação utilizando a série eletroquímica
Teste: Competição pela transferência de eletrões
130
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Módulo Q5
3. Reações de oxidação-redução na Natureza, no quotidiano e na indústria
Aulas n.o 13 e 14
100 min
ͻ O metabolismo, a fotossíntese e a respiração como processos biológicos
naturais de oxidação-redução.
Sumário
ͻ As reações de combustão como reações de oxidação-redução.
ͻ Corrosão dos metais. Extração de metais a partir dos respetivos minérios.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 16 e 17 (pág. 176).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 16 e 17.
Recursos
disponíveis
ͻ
Apresentação: Reações de oxidação-redução na Natureza, no quotidiano e na
indústria
Teste: Reações de oxidação-redução na Natureza, no quotidiano e na indústria
Aula n.o 15
Sumário
Recursos
disponíveis
50 min
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos dos conceitos lecionados.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercício 18 (pág. 176).
Aulas n.o 16 e 17
Sumário
100 min
ͻ Atividade Laboratorial 1 – Verificação da existência de diferentes estados de
oxidação para um mesmo elemento.
ͻ Resolução das questões teórico-praticas.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 1 (pág.177).
Recursos
disponíveis
ͻ
Vídeo: Verificação da existência de diferentes estados de oxidação para um mesmo
elemento
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131
Módulo Q5
Aula n.o 18
Sumário
Recursos
disponíveis
50 min
ͻ Atividade Laboratorial 2 – Série eletroquímica.
ͻ Resolução das questões teórico-práticas.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 2 (pág.178).
ͻ
Vídeo: Série eletroquímica
1. Reações de oxidação-redução
2. Competição pela transferência de eletrões
3. Reações de oxidação-redução na Natureza, no quotidiano e na indústria
Aulas n.o 19 e 20
100 min
ͻ Revisão dos conceitos fundamentais.
Sumário
ͻ Resolução do teste global do Módulo Q5.
ͻ Preparação para o teste final do Módulo Q5.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: teste global Módulo Q5 (pág. 180).
Aulas n.o 21 e 22
132
100 min
Sumário
ͻ Teste final do Módulo Q5.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: teste final – Módulo Q5.
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Ficha formativa
Módulo Q5
Módulo Q5
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Reações de oxidação-redução. Competição pela transferência de eletrões.
Reações de oxidação-redução na Natureza, no quotidiano e na indústria
1. De entre as afirmações que se seguem, selecione a correta.
(A) A espécie que se oxida, numa reação de oxidação-redução, é o oxidante.
(B) Sempre que há uma oxidação, há simultaneamente uma redução.
(C) A soma algébrica dos números de oxidação (n.o.) de todos os átomos de uma dada
espécie química é sempre zero.
(D) A espécie química que capta eletrões é o redutor.
2. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
Numa reação de oxidação-redução…
(A) a semirreação em que há cedência de eletrões é a semirreação de redução.
(B) a espécie química que contém o elemento cujo n.o. diminui é o agente oxidante.
(C) o agente redutor sofre redução.
(D) a espécie química que contém o elemento que cede eletrões é o agente oxidante.
3. Determine o número de oxidação do nitrogénio, N, nas seguintes espécies químicas.
I. NO2
II. N2O4
III. N2O
IV. NOି
V. NHସା
ଷ
4. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
Os números de oxidação do elemento carbono, C, nos compostos CH3ы͕ K2, C6H6, CO,
CH4 e CH2O são, respetivamente…
(A) оϮ͕нϰ͕оϭ͕нϮ͕оϰĞϬ͘
(C) нϭ͕нϰ͕нϭ͕нϮ͕нϰĞнϰ͘
(B) нϮ͕оϰ͕оϭ͕оϮ͕нϰĞоϮ͘
(D) оϭ͕оϰ͕нϭ͕оϮ͕оϰĞϬ͘
5. Complete com eletrões (eо) os esquemas químicos que se seguem e indique, justificando,
quais representam oxidações e quais representam reduções.
5.1 Zn ื Zn2+
5.2 Br2 ื 2 Brо
5.3 2 SϮо ื S2
5.4 H2 ื 2 H+
6. Considere as seguintes fórmulas químicas:
I. K2CO3 II. C2H2
III. H2O2 IV. MnOି
ସ V. CO2
VII. HCOOH VIII. KыO3
VI. Cr2Oଶି
ସ
De entre os elementos sublinhados, indique:
6.1 o que apresenta maior número de oxidação;
6.2 o que apresenta menor número de oxidação;
6.3 os que apresentam igual número de oxidação;
6.4 o que tem número de oxidação +5.
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133
Módulo Q5
7. O manganês, Mn, é um metal de transição que apresenta diversos números de oxidação,
ǀĂƌŝĂŶĚŽ ĚĞ Ϭ ;ƉĂƌĂ Ž ŵĂŶŐĂŶġƐ ŵĞƚĄůŝĐŽͿ ĂƚĠ нϳ ;ŶŽ ŝĆŽ ƉĞƌŵĂŶŐĂŶĂƚŽ͕ MnOି
ସ ).
O permanganato de potássio, por exemplo, é usado no tratamento de erupções de pele.
Sobre o permanganato de potássio, pode afirmar-se que é…
(A) um sal e um agente redutor.
(B) um óxido e um agente oxidante.
(C) um sal e um agente oxidante.
(D) um óxido e um agente redutor.
8. As seguintes equações químicas traduzem reações químicas.
I. NH3 (aq) + H2K;ыͿื NH4OH (aq)
II. 2 Fe(OH)3 (s) ื Fe2O3 (s) + 3 H2O (g)
III. Ŷ;ƐͿнϮ,ы;ĂƋͿื Ŷы 2 (aq) + H2 (g)
8.1 De entre as reações químicas citadas, identifique aquela que traduz uma reação de
oxidação-redução.
8.2 Indique:
i) o elemento que se reduz e o elemento que se oxida;
ii) a espécie química oxidante e a espécie química redutora.
9. Considere a equação química seguinte:
Cr2O3 ;ƐͿнϮы;ƐͿื ы2O3 (s) + 2 Cr (s)
Com base na equação química, selecione a afirmação correta.
(A) O elemento cromo, Cr, durante a reação sofre uma redução.
(B) O óxido de cromo (III), Cr2O3, funciona como agente redutor.
(C) Durante a reação o elemento oxigénio sofre uma oxidação.
(D) Nesta reação o alumínio metálico é o agente oxidante.
10. Considere o seguinte esquema químico:
о
NOି
ଷ ;ĂƋͿны (aq) ื EK;ĂƋͿны2 (g)
10.1 Mostre que se trata de uma reação de oxidação-redução.
10.2 Escreva os pares conjugados de oxidação-redução.
10.3 Indique:
i)
ii)
iii)
iv)
a espécie química oxidante;
a espécie química redutora;
o elemento que se reduziu;
o elemento que se oxidou.
11. A equação química seguinte traduz uma reação de oxidação-redução.
ы;ƐͿнϯŐEK3 (aq) ื ы;NO3)3 (aq) + 3 Ag (s)
De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) ыĠŽĂŐĞŶƚĞŽdžŝĚĂŶƚĞƉŽƌƋƵĞĠŽdžŝĚĂĚŽ͘
(B) ыĠŽƌĞĚƵƚŽƌƉŽƌƋƵĞĠŽdžŝĚĂĚŽ͘
(C) Ag é o elemento que sofre oxidação.
(D) AgNO3 é o agente redutor porque Ag é reduzido.
134
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Módulo Q5
12. Considere a seguinte equação química de oxidação-redução:
3+
2+
Fe2+ (aq) + MnOି
ସ (aq) ื Fe (aq) + Mn (aq)
12.1 Acerte esta equação em meio ácido.
12.2 Escreva os pares conjugados de oxidação-redução.
13. Considere a seguinte equação química de oxidação-redução:
ଶି
ଶି
MnOି
ସ (aq) + SOଷ (aq) ื MnO2 (s) + SOସ (aq)
13.1 Acerte esta equação em meio básico.
13.2 Escreva os pares conjugados de oxidação-redução.
14. Com base na série eletroquímica ;ƉĄŐ͘ϭϳϭĚŽDĂŶƵĂůͿ, verifique se a seguinte equação
química traduz uma reação química espontânea.
Cu2+ (aq) + Sn (s) ื Cu (s) + Sn2+ (aq)
15. Considere o esquema químico seguinte, que traduz uma reação de oxidação-redução:
ы;ƐͿнŶ2+ (aq) ื Ŷ;ƐͿны3+ (aq)
15.1 Acerte o esquema químico.
15.2 O que acontece se mergulhar uma placa de alumínio numa solução aquosa de
sulfato de zinco, ZnSO4 (aq)?
15.3 De entre as afirmações que se seguem, selecione a falsa.
(A) O alumínio foi oxidado.
(B) O catião zinco é um oxidante mais forte que o catião alumínio.
(C) O alumínio tem menor poder redutor que o zinco.
(D) O alumínio tem maior poder redutor que o zinco.
15.4 Escreva os pares conjugados de oxidação-redução.
16. Considere as seguintes equações químicas:
I. Mg2+ + 2 eо ื Mg
IV. Cu2+ + 2 eо ื Cu
II.
Zn2+ + 2 eо ื Zn
III. Co2+ + 2 eо ื Co
V.
Pb2+ + 2 eо ื Pb
VI. Ag+ нϭĞо ื Ag
Com base na série eletroquímica ;ƉĄŐ͘ϭϳϭĚŽDĂŶƵĂůͿ, e atendendo somente aos metais
assinalados nas equações anteriores, classifique as seguintes afirmações como verdadeiras
ou falsas.
(A) O melhor agente redutor é a prata.
(B) O chumbo cede eletrões mais facilmente que o zinco.
(C) A reação Mg2+ + Zn ื Mg + Zn2+ não é espontânea.
(D) O ião Mg2+ capta eletrões com mais facilidade que o ião Cu2+.
(E) Pode guardar-se uma solução aquosa de nitrato de cobre num recipiente feito de chumbo.
17. Consulte a série eletroquímica ;ƉĄŐ͘ϭϳϭĚŽDĂŶƵĂůͿpara prever se ocorre alguma reação
quando se coloca:
17.1 um pedaço de zinco numa solução aquosa de cloreto de níquel (II)͕Eŝы2;
17.2 uŵƉƌĞŐŽĚĞĨĞƌƌŽŶƵŵĂƐŽůƵĕĆŽĂƋƵŽƐĂĚĞĐůŽƌĞƚŽĚĞŵĂŐŶĠƐŝŽ͕DŐы2;
17.3 uma lâmina de alumínio numa solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3.
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135
Trabalhos de projeto
Para integrar os conhecimentos adquiridos ao longo do módulo sugere-se que se
proponham ao aluno pequenos projetos de trabalho que aprofundem os conceitos
trabalhados.
Os projetos poderão ser apresentados de modos diversos, que dependem dos recursos da
escola/alunos e poderão constar de um portefólio global da turma ou do grupo de alunos.
Para este módulo propõe-se:
1. Uma pesquisa sobre «A origem da pilha», incluindo a descoberta e construção dos
primeiros geradores eletroquímicos. Individualmente, ou em grupos pequenos, os alunos
deverão fazer a apresentação do trabalho à turma.
2. Uma pesquisa acerca dos diferentes «Métodos para combater a corrosão do ferro»,
nomeadamente a proteção catódica. Os alunos deverão descrever sucintamente o método
assinalado, explicando-o à turma.
3. Uma pesquisa individual sobre:
ͻ galvanoplastia, o que é e como se processa;
ͻ vantagens e desvantagens da sua utilização.
No final, os alunos deverão apresentar à turma as suas conclusões, selecionando para tal a
forma de apresentação (apresentação PowerPoint®, folheto, cartaz, etc.)
136
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Módulo Q5
Propostas de trabalho por áreas de curso profissional
Módulo
Áreas de curso profissional
ͻ Saúde
ͻ Tecnologia dos processos químicos
Módulo Q5
Propostas de trabalho
ͻ Pesquisa sobre as reações químicas que
ocorrem em lentes fotossensíveis.
ͻ Pesquisa sobre a ação dos agentes
branqueadores:
о dentários, nomeadamente os de peróxido
de hidrogénio;
о na lavagem de roupa, como o perborato
de sódio, entre outros aditivos.
Q5
ͻ Metalurgia e metalomecânica
ͻ Eletrónica e automação
ͻ Ciências informáticas
ͻ Eletricidade e energia
ͻ Investigação sobre o mecanismo da
corrosão em peças de ferro. Testar
experimentalmente, colocando pregos de
ferro em diferentes condições.
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137
Teste final – Módulo Q5
Módulo Q5
1. Objeto de avaliação
Quadro 1 – Matriz
MÓDULO Q5
1. Reações de
oxidação-redução
2. Competição pela
transferência de eletrões
3. Reações de oxidação-redução na Natureza, no
quotidiano e na indústria
1.1 Conceitos de oxidação e
redução
1.2 Identificação de reações
de oxidação-redução
2.1 Força relativa de
oxidantes e redutores
2.2 Série eletroquímica
3.1 A importância das
reações de oxidação-redução
Cotação
(em pontos)
30 a 80
20 a 40
80 a 150
2. Características e estrutura
Quadro 2 – Tipologia, número de itens e cotação
Tipologia de itens
Número de itens
Cotação por item
(em pontos)
Itens de seleção
ͻ Escolha múltipla
ͻ Ordenação
10 a 20
8
Itens de construção
ͻ Resposta curta
ͻ Resposta restrita
ͻ Cálculo
6 a 20
8 a 20
É fornecida a cotação por item na última página do teste.
O teste não inclui formulário nem Tabela Periódica.
Para mais informações acerca das características do teste final consultar os itens comuns,
na página 42 do CAP.
138
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Módulo Q5
Teste final – Módulo Q5
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________
Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________
Grupo I
1. Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte.
Em relação às reações de oxidação-redução, é correto afirmar que…
(A) a reação de redução corresponde ao ganho de eletrões e à diminuição do número de
oxidação de um elemento.
(B) a reação de oxidação corresponde ao ganho de eletrões e ao aumento do número de
oxidação de um elemento.
(C) a reação de redução corresponde à perda de eletrões e ao aumento do número de
oxidação de um elemento.
(D) a reação de oxidação corresponde à perda de eletrões e à diminuição do número de
oxidação de um elemento.
2. KnjŝŶĐŽŵĞƚĄůŝĐŽ͕Ŷ;ƐͿ͕ƌĞĂŐĞĐŽŵŽĄĐŝĚŽĐůŽƌşĚƌŝĐŽ͕,ы;ĂƋͿ͕ĚĞĂĐŽƌĚŽĐŽŵĂƐĞŐƵŝŶƚĞ
equação química:
Ŷ;ƐͿнϮ,ы;ĂƋͿื Ŷы2 (aq) + H2 (g)
2.1 Escreva:
i) a equação na forma iónica;
ii) a semirreação de redução;
iii) a semirreação de oxidação.
2.2 Determine a variação do número de oxidação do hidrogénio, H.
2.3 De entre as afirmações seguintes, selecione a correta.
(A) O zinco é o agente redutor, logo sofre redução.
(B) O ácido clorídrico é o agente oxidante, logo sofre redução.
(C) O zinco sofre redução e o ácido clorídrico sofre oxidação.
(D) O ácido clorídrico é o agente redutor, logo sofre oxidação.
2.4 Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte.
Numa reação de oxidação-redução…
(A) a semirreação de oxidação é aquela em que se verifica cedência de eletrões.
(B) a semirreação de redução é aquela em que ocorre o aumento do número de
oxidação.
(C) a espécie química que contém o elemento cujo número de oxidação aumenta,
é o agente oxidante.
(D) a espécie química que contém o elemento que capta eletrões é o agente redutor.
3. Considere a reação química traduzida pela seguinte equação química:
ϮEĂ;ƐͿны2 (g) ื ϮEĂы;ƐͿ
3.1 Indique como varia o número de oxidação do cloro.
3.2 Justifique a seguinte frase:
«A reação entre o sódio metálico e o cloro é uma reação de oxidação-redução.»
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139
Módulo Q5
3.3 Selecione a afirmação correta.
(A) A espécie química que sofre oxidação é o cloro.
(B) A espécie química que sofre redução é o sódio.
(C) O sódio, nesta reação, cede dois eletrões à substância cloro.
(D) O cloro é o agente redutor.
4. Considere a seguinte equação química de oxidação-redução:
о
2+
ଶି
5 Cr3+ (aq) + 3 MnOି
ସ (aq) + 16 OH (aq) ื 3 Mn (aq) + 5 CrOସ (aq) + 8 H2K;ыͿ
4.1 Esta reação de oxidação-redução ocorre em meio ácido ou em meio alcalino?
4.2 Determine a variação do número de oxidação do cromo, Cr.
4.3 Selecione a afirmação correta.
(A) O elemento cromo captou três eletrões.
(B) O ião Cr3+ sofre redução.
(C) O ião permanganato, MnOି
ସ , é o agente redutor.
2+
3+
ଶି
(D) Os pares conjugados de oxidação-redução são: MnOି
ସ /Mn e CrOସ /Cr .
Grupo II
ଶି
1. Da reação entre o ião dicromato, Crଶ Oଶି
଻ , e o ião oxalato, Cଶ Oସ , liberta-se dióxido de
3+
carbono, CO2 (g), e obtém-se o ião Cr . A equação química que traduz esta reação é:
+
3+
ଶି
Crଶ Oଶି
଻ (aq) + 3 Cଶ Oସ (aq) + 14 H (aq) ื 2 Cr (aq) + 6 CO2 (g) + 7 H2K;ыͿ
1.1 Escreva a semirreação de oxidação e a semirreação de redução.
1.2 Indique os pares conjugados de oxidação-redução desta reação.
1.3 De entre as afirmações que se seguem, selecione a correta.
3+
(A) As espécies oxidantes são Cଶ Oଶି
ସ e Cr .
(B) As espécies redutoras são Crଶ Oଶି
଻ e CO2.
ଶି
(C) As espécies oxidantes são Crଶ O଻ e CO2.
(D) O poder oxidante de CO2 é superior ao poder oxidante de Crଶ Oଶି
଻ .
2. Considere as experiências esquematizadas nas figuras seguintes.
Os quatro recipientes contêm igual volume de uma solução aquosa de cloreto de estanho (II).
Tenha em atenção o esquema em baixo, que traduz o poder redutor crescente de alguns
metais, para responder às questões que se seguem.
Poder redutor
Cu Pb Sn Zn
2.1 Identifique a experiência em que ocorre uma reação espontânea.
140
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Módulo Q5
2.2 Selecione a opção que apresenta, por ordem decrescente, a sequência correta do
poder redutor dos metais zinco, Zn, cobre, Cu, chumbo, Pb, e estanho, Sn.
(A) Pb > Sn > Cu > Zn
(B) Pb > Cu > Zn > Sn
(C) Zn > Sn > Pb > Cu
(D) Zn > Sn > Cu > Pb
2.3 De entre os metais presentes, identifique o metal que apresenta maior poder
oxidante.
2.4 Selecione a alternativa que apresenta, por ordem crescente, a sequência correta do
poder oxidante dos iões Zn2+, Cu2+, Pb2+ e Sn2+.
(A) Pb2+ > Sn2+ > Cu2+ > Zn2+
(B) Sn2+ > Zn2+ > Pb2+ > Cu2+
(C) Zn2+ < Sn2+ < Pb2+ < Cu2+
(D) Zn2+ > Sn2+ > Pb2+ > Cu2+
3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
Relativamente aos halogéneos pode afirmar-se que…
(A) o cloro é mais oxidante do que o bromo.
(B) o bromo é menos oxidante do que o iodo.
(C) o ião cloreto é mais redutor do que o ião iodeto.
(D) o flúor é o halogéneo com menor poder oxidante.
4. A corrosão do ferro ocorre espontaneamente. Este processo pode ser representado pela
soma adequada das semirreações:
Fe (s) ื Fe2+ (aq) + 2 eо
O2 (g) + 2 H2K;ыͿнϰĞо ื 4 OHо (aq)
4.1 Escreva a reação global para a corrosão.
4.2 Selecione a afirmação correta.
(A) No processo de corrosão, o ferro sofre redução.
(B) A variação do número de oxidação do oxigénio é positiva.
(C) A corrosão do ferro pode ser minimizada se colocar o metal zinco sobre o ferro,
porque o zinco tem um maior poder redutor.
(D) A corrosão do ferro pode ser minimizada se colocar o metal chumbo sobre o
ferro, porque o chumbo tem um maior poder redutor.
Grupo
I
II
1. 2.1 i) 2.1 ii) 2.1 iii) 2.2
8
10
8
8
10
1.1 1.2 1.3
2.1 2.2
8
10
8
10
8
Item
Cotação (em pontos)
2.3 2.4 3.1 3.2
8
8
10
8
2.3 2.4
3.
4.1
10
8
8
10
3.3
8
4.2
8
4.1
8
TOTAL
4.2
10
4.3
8
112
88
200
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
141
Trabalho de recuperação de módulo
Módulo Q5
1. Objeto de avaliação
No teste de recuperação do módulo Q5 é proposto um trabalho escrito em que serão
avaliadas as aprendizagens correspondentes aos subtemas num trabalho individual escrito, com
duração limitada (90 min), enquadrado por um conjunto de competências, que poderão incluir:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
elaboração e interpretação de representações gráficas;
interpretação de dados;
interpretação de fontes de informação diversas;
produção de textos.
2. Características da prova
Modalidade da prova: apresentação em PowerPoint® e/ou Prezi®.
Elaboração: O trabalho é individual e poderá ser elaborado com consulta do manual e de
outras fontes bibliográficas, nomeadamente da internet; deverá ser escrito utilizando as
próprias palavras do aluno, sem plágio.
Apresentação: Diapositivo de rosto (titulo; subtítulo; data); diapositivo de sumário
(sumariar o assunto a abordar); diapositivos do corpo de trabalho (distribuição da informação
a apresentar); diapositivo de conclusão (síntese das ideias principais) e diapositivo com a
bibliografia consultada.
3. Temas propostos
ͻ Conceito de oxidação-redução como variação do número de oxidação, especificando as
regras de determinação do número de oxidação (n.o.).
ͻ Identificar, numa reação de oxidação-redução, o elemento que se reduz e o elemento
que se oxida, justificando com exemplos que considerar adequados.
4. Critérios de classificação
Propõe-se que a classificação a atribuir ao trabalho seja distribuída do seguinte modo:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
capa e índice – 20 pontos;
folha de rosto – 10 pontos;
desenvolvimento do trabalho – 150 pontos;
grafismo – 10 pontos;
bibliografia detalhada – 10 pontos.
FIM
142
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Módulo Q5
Soluções
Módulo Q5
Fichas
Ficha formativa – Módulo Q5
1.
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) A espécie que se oxida é a espécie redutora. (C) Se a espécie
química for um ião poliatómico a soma algébrica do número de oxidação de todos os átomos não é nula.
(D) A espécie química que capta eletrões é o oxidante.
2.
Opção (B).
3.
I. n.o.(N) + 2 × n.o.(O) = 0 ՜ x нϮп;оϮͿсϬ֞ x = +4; n.o.(N) = +4. II. 2 × n.o.(N) + 4 × n.o.(O) = 0 ՜ 2x нϰп;оϮͿсϬ֞
֞ x = +4; n.o.(N) = +4. III. 2 × n.o.(N) + n.o.(O) = 0 ՜ 2x н;оϮͿсϬ֞ x = +1; n.o.(N) = +1. IV. n.o.(N) + 3 × n.o.(O) =
соϭ՜ x нϯп;оϮͿсоϭ֞ x = +5; n.o.(N) = +5. V. n.o.(N) + 4 × n.o.(H) = +1 ՜ x + 4 × (+1) = +1 ֞ x соϯ͖Ŷ͘Ž͘;EͿсоϯ͘
4.
Opção (A). CH3ы͗x нϯп;нϭͿн;оϭͿсϬ֞ x соϮ͘CO2: x нϮп;оϮͿсϬ֞ x = +4. C6H6: 6x + 6 × (+1) = 0 ֞ x соϭ͘
CO: x н;оϮͿсϬ֞ x = +2. CH4: x + 4 × (+1) = 0 ֞ x со4. CH2O: x нϮп;нϭͿн;оϮͿсϬ֞ x = 0.
2+
о
о
о
Ϯо
о
+
о
5.1 Zn ื Zn + 2 e
5.2 Br2 + 2 e ื 2 Br
5.3 2 S ื S2 + 4 e
5.4 H2 ื 2 H + 2 e
6.
I. K2CO3: 2 × (+1) + x нϯп;оϮͿсϬ֞ x = +4; n.o.(C) = +4. II. C2H2: 2x + 2 × (+1) = 0 ֞ x соϭ͖Ŷ͘Ž͘;Ϳсоϭ͘III. H2O2:
2 × (+1) + 2x = 0 ֞ x соϭ͖Ŷ͘Ž͘;KͿсоϭ͘IV. MnOି
ସ : x нϰп;оϮͿсоϭ֞ x = +7; n.o.(Mn) = +7. V. CO2: x нϮп;оϮͿсϬ֞
:
2x
нϰп;оϮͿсоϮ֞
x = +3; n.o.(Cr) = +3. VII. HCOOH: 2 × (+1) + x нϮп;оϮͿсϬ֞
֞ x = +4; n.o.(C) = +4. VI. Crଶ Oଶି
ସ
֞ x = +2; n.o.(C) = +2. VIII. <ыK3: (+1) + x нϯп;оϮͿсϬ֞ x снϱ͖Ŷ͘Ž͘;ыͿснϱ͘
6.1 C do composto IV.
6.2 C do composto II. e O do composto III.
6.3 C do composto II. e O do composto III.; C do composto I. e C do composto V.
6.4 ыĚŽĐŽŵƉŽƐƚŽVIII.
+
7.
Opção (C). O permanganato de potássio, KMnO4, é um sal (composto iónico formado por um catião potássio K e um
ି
ião permanganato, MnOସ ). O ião permanganato é oxidante.
8.1 A reação III. traduz uma reação de oxidação redução, pois ocorre variação no n.o. do zinco e do hidrogénio:
ѐŶ͘Ž͘;ŶͿснϮоϬснϮĞѐŶ͘Ž͘;,ͿсϬ– ;нϭͿсоϭ͘
8.2 i) O zinco é o elemento que se oxida, pois ¨n.o.(Zn) > 0; o hidrogénio reduz-se, pois ¨n.o.(H) < 0. ii) A espécie química
ŽdžŝĚĂŶƚĞĠŽ,ы;ĂƋͿĞĂĞƐƉĠĐŝĞƌĞĚƵƚŽƌĂĠŽŶ;ƐͿ͘
9.
Opção (A). Cr2O3 ;ƐͿнϮы;ƐͿื ы2O3 (s) + 2 Cr (s)
+3 о2
0
+3 о2
0
As restantes são incorretas porque: (B) Cr2O3 é o agente oxidante, porque contém o elemento que sofre redução
(Cr). (C) Durante a reação, o oxigénio não sofre variação no seu número de oxidação, isto é, não se reduz nem se
oxida. (D) O alumínio é o agente redutor, porque o seu número de oxidação aumentou de 0 para +3.
10.1 ¨n.o.(N) = +2 – ;нϱͿсоϯ;ŽĐŽƌƌĞƌĞĚƵĕĆŽͿ͖¨Ŷ͘Ž͘;ыͿсϬ– (–1) = +1 (ocorre oxidação).Trata-se, assim, de uma reação
de oxidação-redução.
о
о
10.2 NOି
10.3
i) NOି
ii) ы iii) Nitrogénio, N. iv) ůŽƌŽ͕ы͘
ଷ /NO; ы2/ы .
ଷ
11. Opção (B)͘ы;ƐͿнϯŐEK3 (s) ื ы;EK3)3 (aq) + 3 Ag (s)
0
12.1
13.1
14.
15.1
15.2
15.3
+1
+3
0
As restantes são incorretas porque: (A) KĂůƵŵşŶŝŽ͕ы͕é o agente redutor porque é oxidado. (C) A prata, Ag, sofre
redução, porque o seu número de oxidação diminui. (D) AgNO3 é o agente oxidante, porque possui o elemento que
se reduz.
2+
+
3+
2+
2+
3+
2+
5 Fe (aq) + MnOି
12.2 MnOି
ସ (aq) + 8 H (aq) ื 5 Fe (aq) + Mn (aq) + 4 H2K;ыͿ
ସ /Mn ; Fe /Fe .
+
о
ଶି
ଶି
ଶି
ଶି
2 MnOି
13.2 MnOି
ସ (aq) + 3 SOଷ (aq) + H2K;ыͿ ื 2 MnO2 (s) + 3 SOସ (aq) + 2 OH (aq)
ସ /MnO2 ; SOସ /SOଷ .
Consultando a série eletroquímica, verifica-se que o poder redutor do estanho, Sn, é superior ao poder redutor do
cobre, Cu. Assim, a reação em causa é espontânea quando se mergulha uma placa de estanho numa solução contendo
2+
iões Cu . Ocorre a deposição de cobre metálico sobre a placa de estanho, de acordo com a equação química.
3+
о
^ĞŵŝƌƌĞĂĕĆŽĚĞƌĞĚƵĕĆŽ͗;ы;ƐͿื ы (aq) + 3 e ) × 2
2+
о
Semirreação de oxidação: (Zn (aq) + 2 e ื Zn (s)) × 3
2+
3+
Reação global: Ϯы;ƐͿнϯŶ (aq) ื Ϯы (aq) + 3 Zn (s)
O zinco metálico deposita-se na placa de alumínio porque o zinco tem poder oxidante superior ao do alumínio.
3+
2+
Afirmação (C), porque o alumínio tem maior poder redutor do que o zinco.
15.4 ы ͬы͖n /Zn.
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
143
Módulo Q5
16.
Verdadeira: (C). Falsas: (A), (B), (D) e (E). Correção das falsas: (A) O melhor agente redutor é o magnésio.
2+
(B) O chumbo capta eletrões mais facilmente do que o zinco. (D) O ião Mg tem mais dificuldade em captar eletrões
2+
do que o ião Cu , pois o magnésio, Mg, tem maior poder redutor do que o cobre, Cu. (E) Não se deve guardar uma
2+
solução aquosa de iões Cu num recipiente de chumbo, pois o chumbo cede eletrões ao cobre, fazendo com que o
2+
chumbo metálico se transforme em iões Pb .
17.1 De acordo com a série eletroquímica, o níquel metálico deposita-se sobre o zinco, porque o zinco tem maior poder
2+
redutor do que o níquel. Os átomos de zinco cedem dois eletrões aos iões Ni , que se transformam em Ni (s) e se
depositam sobre o zinco.
17.2 Nada ocorre, porque o ferro tem menor poder redutor do que o magnésio.
3+
о
17.3 ^ĞŵŝƌƌĞĂĕĆŽĚĞƌĞĚƵĕĆŽ͗ы;ƐͿื ы (aq) + 3 e
+
о
Semirreação de oxidação: (Ag (aq) + 1 e ื Ag (s)) × 3
+
3+
Reação global: ы;ƐͿнϯŐ (aq) ื ы (aq) + 3 Ag (s)
A prata deposita-se sobre o alumínio.
Teste final – Módulo Q5
1.
2.1
2.2
2.3
2.4
3.1
3.2
3.3
4.1
4.2
4.3
1.1
1.2
1.3
2.1
2.2
3.
4.1
4.2
144
Grupo I
Opção (A). As restantes são incorretas porque: (C) A reação de redução corresponde ao ganho de eletrões e,
consequentemente, à diminuição do número de oxidação do elemento. (B) e (D) Numa reação de oxidação verifica-se a cedência de eletrões e o consequente aumento do número de oxidação do elemento.
+
2+
+
о
2+
о
i) Zn (s) + 2 H (aq) ื Zn (aq) + H2 (g) ii) 2 H (aq) + 2 e ื H2 (g) iii) Zn (s) ื Zn (aq) + 2 e
¨n.o.(H) = 0 о (+1) = +1.
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) O zinco, Zn, é o agente redutor, logo sofre oxidação.
(C) K njŝŶĐŽ͕ Ŷ͕ ƐŽĨƌĞ ŽdžŝĚĂĕĆŽ Ğ Ž ĄĐŝĚŽ ĐůŽƌşĚƌŝĐŽ͕ ,ы͕ ƐŽĨƌĞ ƌĞĚƵĕĆŽ͘ (D) K ĄĐŝĚŽ ĐůŽƌşĚƌŝĐŽ͕ ,ы͕ Ġ Ž ĂŐĞŶƚĞ
oxidante, pelo que sofre redução.
Opção (A). As restantes estão incorretas porque: (B) Numa semirreação de redução verifica-se a diminuição do
número de oxidação. (C) A espécie química que contém o elemento cujo número de oxidação aumenta é o agente
redutor. (D) O agente oxidante contém o elemento que capta eletrões.
¨Ŷ͘Ž͘;ыͿсоϭоϬсоϭ͘KŶƷŵĞƌŽĚĞŽdžŝĚĂĕĆŽĚŽĐůŽƌŽĚŝŵŝŶƵŝ͘
A reação é de oxidação-redução, porque se verifica a variação a variação dos números de oxidação do sódio e do
cloro. ¨n.o.(Na) = нϭоϬснϭШŶ͘Ž͘;ыͿсоϭ͘
Afirmação (C). As restantes são incorretas porque: (A) O cloro sofre redução porque o seu número de oxidação
ĚŝŵŝŶƵŝĚĞϬƉĂƌĂоϭ͘(B) O sódio sofre oxidação porque o seu número de oxidação aumenta de 0 para +1. (D) O cloro
é o agente oxidante.
о
Em meio alcalino, porque na reação química consta o ião OH (aq), que confere caráter básico à solução.
ଶି
CrOସ : x оϰп;оϮͿсоϮ֞ x = +6. n.o.(Cr) = +6. ¨Ŷ͘Ž͘;ƌͿснϲо;нϯͿснϯ͘
Afirmação (D). As restantes são incorretas porque: (A) O cromo cede três eletrões, pois o seu número de oxidação
3+
varia de +3 para +6. (B) O ião Cr sofre uma oxidação, porque o seu número de oxidação aumenta de +3 para +6.
(C) O ião permanganato é o agente oxidante, porque contém o elemento que se reduz; o manganês, Mn, varia o seu
ŶƷŵĞƌŽĚĞŽdžŝĚĂĕĆŽĚĞнϳƉĂƌĂоϮ͘
Grupo II
о
о
3+
Semirreação de oxidação: Cଶ Oଶି
(aq)
ื
2
CO
(g)
+
2 e ; semirreação de redução: Crଶ Oଶି
2
ସ
଻ (aq) + 6 e ื 2 Cr (aq).
3+
ଶି
Crଶ Oଶି
଻ /Cr ; CO2/Cଶ Oସ .
Afirmação (C).
De acordo com o esquema apresentado, o estanho, Sn, tem menor poder redutor do que o Zn.
2+
2+
Assim: Zn (s) + Sn (aq) ื Zn (aq) + Sn (s); Reação I.
Opção (C).
2.3 Cobre.
2.4 Opção (C).
Opção (A). As restantes estão incorretas porque: (B) O bromo é mais oxidante do que o iodo. (C) O ião cloreto é
menos redutor do que o ião iodeto. (D) O flúor é o halogéneo com maior poder oxidante.
2+
о
2 Fe (s) + O2 (g) + 2 H2K;ыͿื 2 Fe (aq) + 4 OH (aq)
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) No processo de corrosão o ferro sofre oxidação, porque
aumenta o seu número de oxidação. (B) ǀĂƌŝĂĕĆŽ ĚŽ ŶƷŵĞƌŽ ĚĞ ŽdžŝĚĂĕĆŽ ĚŽ ŽdžŝŐĠŶŝŽ Ġ ѐŶ͘Ž͘;KͿ с оϮ – Ϭ с оϮ͘
(D) O chumbo tem menor poder redutor do que o ferro.
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Módulo Q5
Questões laterais – Manual
Página 155
ͻ I. Semirreação de redução; II. Semirreação de oxidação.
Página 160
ͻ Afirmação (C). As restantes são incorretas porque: (A) Quando um elemento sofre uma oxidação, o seu n.o. aumenta.
(B) Quando um elemento sofre uma redução, o seu n.o. diminui. (D) A variação do n.o. de um elemento, quando sofre
redução, é negativa.
Página 166
2+
о
2+
о
ͻ a) Semiequação de oxidação: Fe (s) ื Fe (aq) + 2 e . Semiequação de redução: Cu (aq) + 2 e ื Cu (s).
2+
b) Cu (aq) é a espécie oxidante e Fe (s) é a espécie redutora.
2+
2+
c) Fe /Fe; Cu /Cu.
Página 171
+
ͻ a) KĂůƵŵşŶŝŽ͕ы͕ƚĞŵŵĂŝŽƌƉŽĚĞƌƌĞĚƵƚŽƌĚŽƋƵĞĂƉƌĂƚĂ͕Ő͘ĞƐƚĞŵŽĚŽ͕ы;ƐͿĐĞĚĞĞůĞƚƌƁĞƐĂŽƐŝƁĞƐŐ (aq).
Estes originam prata metálica, que se deposita sobre a placa de alumínio.
2+
b) O níquel, Ni, tem maior poder redutor do que o cobre, Cu. Deste modo, Ni (s) cede eletrões aos iões Cu (aq).
Estes originam cobre metálico, que se deposita sobre a placa de níquel.
Página 174
ͻ Na reação de fotossíntese, o dióxido de carbono, CO2, atua como oxidante, pois contém o elemento que se reduz,
o carbono, C [¨Ŷ͘Ž͘;ͿсϬо;нϰͿсоϰ΁͘
Página 175
ͻ No processo descrito na frase, o oxigénio atua como oxidante, captando eletrões, e o ferro atua como redutor,
cedendo eletrões.
Questões teórico-práticas – Manual
Atividade Laboratorial 1
1.1 MnCы2͗Ŷ͘Ž͘;DŶͿнϮп;оϭͿсϬ֞ n.o.(Mn) = +2. KMnO4: +1 + n.o.(Mn) + 4 п;о2) = 0 ֞ n.o.(Mn) = +7.
1.2 MnCы2: cor-de-rosa. KMnO4: roxo.
2.1 CrCы3: n.o.(Cr) + 3 п;оϭͿсϬ֞ n.o.(Cr) = +3. K2Cr2O7: 2 × (+1) + 2 × n.o.(Cr) + 7 п;о2) = 0 ֞ n.o.(Cr) = +6.
2.2 CrCы3: verde. K2Cr2O7: cor de laranja.
3.1 FeCы2: n.o.(Fe) + 2 п;оϭͿсϬ֞ n.o.(Fe) = +2. FeCы3: n.o.(Fe) + 3 п;оϭͿсϬ֞ n.o.(Fe) = +3.
3.2 FeCы2: verde. FeCы3: amarelo.
Atividade Laboratorial 2
1.1 Opção (B). as restantes são incorretas porque: (A) O alumínio sofre uma oxidação porque o seu número de oxidação
2+
variou de 0 para +3. (C) O zinco diminui o seu número de oxidação, pois varia de +2 para 0. (D) O ião Zn é a espécie
oxidante.
2+
о
1.2 3 Zn (aq) + 2 e ื 3 Zn (s)
1.3 ǻn.o.(Aы) = +3 – 0 = +3.
1.4 Alumínio.
2+
2.
As soluções de cobre contêm iões Cu (aq). Estes iões vão oxidar os metais com poder redutor superior ao do cobre,
como, neste caso, o magnésio, o alumínio e o zinco. Assim: as soluções de cobre só podem ser guardadas em
recipientes de cobre; as soluções de zinco podem ser guardadas em recipientes de cobre e zinco; as soluções de
alumínio podem ser guardadas em recipientes de cobre, zinco e alumínio; as soluções de magnésio podem ser
guardadas em recipientes de qualquer um destes metais.
3.
Sim, o zinco oxida-se se for mergulhado em soluções contendo iões com maior poder oxidante do que o dos iões
2+
Zn .
+
4.
O ácido sulfúrico ioniza-se dando origem a iões H (aq). Na presença destes iões o zinco metálico sofre oxidação, de
+
2+
acordo com a seguinte equação química: Zn (s) + 2 H (g) ื Zn (aq) + H2 (g).
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145
Planificações
Módulo Q6
Estado físico das substâncias e interações moleculares. Estado gasoso
Planificação a médio prazo
Número de
aulas
Conteúdos
1. Interações moleculares
7
2. Estado gasoso
7
Resolução de exercícios
3
Atividade laboratorial 1
1
Preparação, realização e entrega do teste global do módulo
4
Total
22
Planificação aula a aula
A planificação proposta foi elaborada considerando a existência de cinco tempos semanais,
mas pode facilmente ser adaptada caso a disciplina apenas tenha 3 ou 4 tempos semanais.
1. Interações moleculares
Aulas n.o 1 e 2
100 min
ͻ Apresentação do módulo aos alunos.
ͻ Marcação da data do teste final do módulo Q6.
Sumário
ͻ O que são ligações intermoleculares.
ͻ Ligações polares e ligações apolares.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
148
ͻ Manual: exercício 1 (pág. 184).
ͻ
Apresentação: Interações moleculares
Editável e fotocopiável © Texto | Química – Ensino Profissional
Módulo Q6
Aulas n.o 3 e 4
Sumário
Recursos
disponíveis
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
100 min
Interação do tipo ião-dipolo.
Forças de van der Waals.
Ligações de hidrogénio.
Solubilidade e ligações intermoleculares.
Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 2 a 7 (págs. 188, 189 e 192).
ͻ
Animação: Ligações intermoleculares e miscibilidade
Aula n.o 5
50 min
Sumário
ͻ Consolidação da matéria dada na aula anterior.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 1 a 4.
Aulas n.o 6 e 7
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ CAP: ficha formativa 1, exercícios 5 a 8.
ͻ
Teste: Interações moleculares
2. Estado gasoso
Aulas n.o 8 e 9
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
ͻ Variáveis de estado.
ͻ Volume molar de gases.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 8 a 11 (pág. 196).
ͻ
Apresentação: Estado gasoso
Resolução: Cálculo do volume molar
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149
Módulo Q6
Aula n.o 10
50 min
Sumário
ͻ Consolidação da matéria dada, conclusão dos exercícios da aula anterior.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 1 a 3.
Aulas n.o 11 e 12
Sumário
Recursos
disponíveis
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
100 min
As leis dos gases.
Gases ideais e gases reais.
Mistura de gases. Lei das pressões parciais de Dalton.
Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 12 a 14 (pág. 199).
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 4 a 6.
ͻ
Simulador: Volume molar e Lei de Avogadro
Aulas n.o 13 e 14
Sumário
ͻ Continuação do estudo dos gases ideais e reais.
ͻ Mistura de gases. Lei das pressões parciais de Dalton, consolidação.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios 15 a 17 (pág. 203).
Aula n.o 15
150
100 min
50 min
Sumário
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 7 a 9.
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Módulo Q6
Aulas n.o 16 e 17
Sumário
Recursos
disponíveis
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ CAP: ficha formativa 2, exercícios 10 a 13.
ͻ
Teste: Estado gasoso
Aula n.o 18
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
50 min
ͻ Atividade Laboratorial 1 – Verificação experimental da lei de Boyle-Mariotte.
ͻ Resolução das questões teórico-práticas.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 1 (págs.205 e 206).
ͻ
Vídeo: Verificação experimental da lei de Boyle-Mariotte
1. Interações moleculares
2. Estado gasoso
Aulas n.o 19 e 20
100 min
Sumário
ͻ Revisão dos conceitos fundamentais.
ͻ Resolução do teste global do Módulo Q6.
ͻ Preparação para o teste final do Módulo Q6.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: teste global Módulo Q6 (pág. 208).
Aulas n.o 21 e 22
100 min
Sumário
ͻ Teste final do Módulo Q6.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: teste final – Módulo Q6.
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151
&ŝĐŚĂĨŽƌŵĂƚŝǀĂϭ
Módulo Q6
Módulo Q6
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Interações moleculares
1. Selecione a afirmação correta.
(A) As interações dipolo permanente-dipolo induzido são também usualmente denominadas de forças de London.
(B) Para uma dada substância no estado líquido, as forças intermoleculares são mais
intensas do que quando essa substância se encontra no estado sólido.
(C) As ligações de hidrogénio são mais intensas do que as forças de van der Waals.
(D) A intensidade das forças intermoleculares é superior à intensidade das forças intramoleculares.
2. Compare as temperaturas de ebulição do metano, CH4, e do amoníaco, NH3, baseando-se
na polaridade das moléculas e na intensidade das forças intermoleculares.
3. O ponto de ebulição do gás hidrogénio, em determinadas condições de pressão e
ƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂ͕ĠĂƉƌŽdžŝŵĂĚĂŵĞŶƚĞŝŐƵĂůĂϮϬ<͕ŽƵƐĞũĂ͕оϮϱϯ͕ϭϱΣ͘hŵĂůuno estimou que
o valor extremamente baixo do ponto de ebulição do gás hidrogénio poderia ser atribuído
às seguintes causas:
I. formação de ligações de hidrogénio entre as moléculas;
II. fraca intensidade das forças de van der Waals envolvidas;
III. a molécula ser apolar e apresentar um reduzido número de eletrões;
IV. facilidade da quebra das ligações hidrogénio-hidrogénio.
Selecione a opção que identifica as causas que foram corretamente identificadas.
(A) Apenas I.
(B) Apenas II. e III.
(C) Apenas III. e IV.
(D) Apenas I., II. e III.
4. A sacarose, mais conhecida como açúcar comum, apresenta a seguinte fórmula de
estrutura. Este composto é constituído por uma unidade de glicose (A) ligada a uma
unidade de frutose (B).
A
B
Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte.
A solubilidade da sacarose em água deve-se…
(A) à quebra da ligação entre as unidades da glicose (A) e da frutose (B).
(B) às ligações de hidrogénio resultantes da interação da água com a sacarose.
(C) às forças de van der Waals, resultantes da interação da água com a sacarose.
(D) às forças de natureza ião-dipolo resultantes da interação do dipolo da água com a
sacarose.
152
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Módulo Q6
5. O metano, CH4, é o componente principal do gás natural.
Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
Pode afirmar-se que o tipo de ligação intermolecular que une as suas moléculas de metano
e a sua geometria espacial são, respetivamente,…
(A) ligações de hidrogénio e geometria tetraédrica.
(B) ligações covalentes e geometria trigonal piramidal.
(C) ligações de van der Waals e geometria triangular plana.
(D) ligações de van der Waals e geometria tetraédrica.
6. Considere as substâncias X, Y, Z e W. A geometria e os ângulos de ligação das moléculas
destas substâncias encontram-se no quadro seguinte.
Substância
Geometria molecular
X
Y
Z
W
Tetraédrica
Piramidal trigonal
Angular
Linear
ϭϬϵ͕ϱΣ
ϭϬϳΣ
ϭϬϱΣ
ϭϴϬΣ
Ângulo de ligação
6.1 Com base nas informações constantes do quadro, as substâncias poderão ser, da
esquerda para a direita,…
(A) amoníaco, metano, fluoreto de hidrogénio e água.
(B) água, amoníaco, metano e fluoreto de hidrogénio.
(C) metano, amoníaco, água e fluoreto de hidrogénio.
(D) fluoreto de hidrogénio, metano, água e amoníaco.
6.2 Pode afirmar-se que existem ligações de hidrogénio apenas nas substâncias…
(A) X e Y.
(B) Y e Z.
(C) X, Z e W.
7. Considere o seguinte conjunto de substâncias:
A. HBr
B. F2
C. CH4
D. NH3
G. CH2O
I. ы4
H. SO2
J. H2S
(D) Y, Z e W.
E. H2O
F. CO2
K. Wы3
L. HCN
7.1 Classifique cada uma das substâncias como polar ou apolar.
7.2 Identifique as substâncias cujas moléculas se ligam (predominantemente) entre si
através de:
i) interações dipolo permanente-dipolo permanente;
ii) interações dipolo instantâneo-dipolo induzido;
iii) ligações de hidrogénio.
8. ŽŶƐŝĚĞƌĞŽƐĐŽŵƉŽƐƚŽƐŚŝĚƌŽŐĞŶĂĚŽƐĚŽƐŐƌƵƉŽƐϭϲĞϭϳĚĂdĂďĞůĂWĞƌŝſĚŝĐĂ͗
H2O
H2S
H2Se
H2Te
HF
,ы HBr
HI
8.1 Por que razão os compostos H2O e HF apresentam temperaturas de ebulição muito
superiores às dos restantes compostos do mesmo grupo?
8.2 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
O aumento da temperatura de ebulição na sequência ,ы͕,ƌĞ,I é consequência do
aumento da intensidade…
(A) das interações dipolo permanente-dipolo induzido entre as moléculas.
(B) das ligações de hidrogénio entre as moléculas.
(C) das forças de London, que dependem do tamanho das moléculas.
(D) das interações dipolo permanente-dipolo permanente entre as moléculas.
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153
Ficha formativa 2
Módulo Q6
Módulo Q6
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Estado gasoso
1. Selecione a afirmação correta.
(A) Os gases são dificilmente compressíveis e facilmente expansíveis.
(B) A pressão, a temperatura e o volume de um gás são variáveis de estado.
(C) A unidade SI de pressão é a atmosfera, atm.
(D) A unidade SI de temperatura é o grau ĞůƐŝƵƐ͕Σ͘
2. Complete as igualdades seguintes:
2.1 ϲ͕ϬпϭϬ4 Pa = _________ bar
2.2 Ϯ͕ϱĂƚŵс_________ torr
3. Complete as igualdades seguintes:
3.1 Ϯϴϯ͕ϭϱ<с________ Σс________ Σ&
3.2 ________ K = ________ ΣсϲϬ Σ&
2.3 ϰϴϬƚŽƌƌс_________ mmHg
2.4 ϯ͕ϱďĂƌс_________ kPa
3.3 ________ <сϮϯΣс________ Σ&
3.4 ǻT сϮϱ<֞ ǻT = ________ Σс________ Σ&
4. Relativamente ao volume molar, selecione a afirmação correta.
(A) O volume ocupado por uma mole de substância é independente do estado físico em
que essa substância se encontra.
(B) Quando se aumenta o número de moléculas de uma substância gasosa contida num
recipiente fechado, o volume aumenta na mesma proporção, mantendo-se constante
a pressão e a temperatura.
(C) Nas mesmas condições de pressão e de temperatura, o volume ocupado por uma
dada quantidade de gás varia na razão inversa a essa quantidade química.
(D) O volume de uma substância gasosa, tal como a sua massa volúmica, não depende
nem da pressão nem da temperatura.
5. WĂƌĂǀŽůƵŵĞƐŝŐƵĂŝƐĚĞ,ыĞK2 no estado gasoso e à mesma temperatura, a grandeza que
apresenta o mesmo valor para os dois gases é…
(A) a densidade.
(B) o número de moléculas.
(C) a massa.
(D) a velocidade média das partículas.
6. Determine, nas condições PTN, o volume ocupado pelas seguintes amostras gasosas:
6.1 ϭϵ͕ϬϬŐĚĞŵĞƚĂŶŽ͕,4;
6.2 ϳ͕ϱϮпϭϬ23 moléculas de dióxido de carbono, CO2;
6.3 Ϭ͕ϯϱŵŽůĚĞĂŵŽŶşĂĐŽ͕E,3.
Dados: NA сϲ͕ϬϮпϭϬ23; Vm (PTN) = 22,4 dm3 molоϭ; M(CH4) = ϭϲ͕ϬϰŐŵŽůоϭ
154
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Módulo Q6
7. Massas iguais de oxigénio, O2, e nitrogénio, N2, foram colocados em dois recipientes, I e II,
com igual volume e à mesma temperatura.
Classifique as afirmações que se seguem como verdadeiras ou falsas.
(A) Os recipientes contêm o mesmo número de moléculas.
(B) A pressão no recipiente I é menor que a pressão no recipiente II.
(C) O número de moléculas de O2 é maior que o número de moléculas de N2.
(D) A pressão é igual nos dois recipientes.
(E) A relação entre os números de moles de O2 e N2 ĠĚĞϬ͕ϴϳϱ͘
Dados: M(O2) = 32,00 g molоϭ; M(N2ͿсϮϴ͕ϬϮŐŵŽůоϭ
8. ƵĂƐ ŵŽůĞƐ ĚĞ Ƶŵ ŐĄƐ ŽĐƵƉĂŵ Ƶŵ ǀŽůƵŵĞ ĚĞ ϱ͕Ϭ Ěŵ3͕ ă ƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂ ĚĞ ϯϬϬ͕ϭϱ < Ğ ă
pressão de 3,0 atm. Selecione a afirmação correta.
(A) Nestas condições, o gás comporta-se com um gás perfeito.
(B) Não existe informação suficiente para se concluir se se trata ou não de um gás perfeito.
(C) As forças intermoleculares são tais que predominam as forças atrativas.
(D) O gás deve estar a uma densidade muito baixa.
Dado: R сϬ͕ϬϴϮĂƚŵĚŵ3 Kоϭ molоϭ
9. Dos gráficos seguintes, selecione o que traduz a lei de Boyle (ou lei de Boyle-Mariotte),
sendo p, V e T respetivamente a pressão, o volume e a temperatura absoluta de uma
amostra de gás ideal.
10. Determine a densidade do metano, CH4, ăƉƌĞƐƐĆŽĚĞϳϴϬƚŽƌƌĞăƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂĚĞϮϳΣ͘
Dados: R сϬ͕ϬϴϮĂƚŵĚŵ3 Kоϭ molоϭ; M(CH4Ϳсϭϲ͕ϬϰŐŵŽůоϭ
11. Determine a massa molar de um gás, sabendo que uma amostra desse gás à pressão de
ϭ͕ϬĂƚŵ ĞăƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂĚĞϮϯΣƚĞŵĂŵĂƐƐĂĚĞϬ͕ϭϲϰŐĞŽĐƵƉĂŽǀŽůƵŵĞĚĞϭϮϱ͕ϬĐŵ3.
Dado: R сϬ͕ϬϴϮĂƚŵĚŵ3 Kоϭ molоϭ
12. hŵĂŵŝƐƚƵƌĂŐĂƐŽƐĂĐŽŶƐƚŝƚƵşĚĂƉŽƌϭϰ͕ϬϭŐĚĞŶŝƚƌŽŐĠŶŝŽ͕E2͕Ğϵ͕ϭŐĚĞŚŝĚƌŽŐĠŶŝŽ͕,2,
está encerrada num recipiente fechado onde exerce ƵŵĂƉƌĞƐƐĆŽĚĞϭ͕ϬďĂƌ͘
As pressões parciais de nitrogénio e de hidrogénio exercidas nas paredes desse recipiente
são, respetivamente,…
(A) Ϭ͕ϱϬĞϬ͕ϱϬďĂƌ͘ (B) ϭ͕ϬϬĞϭ͕ϬϬďĂƌ͘ (C) Ϭ͕ϭϬĞϬ͕ϵϬďĂƌ͘ (D) Ϭ͕ϳϱĞϬ͕ϮϱďĂƌ͘
Dados: M(H2) = 2,02 g molоϭ; M(N2) сϮϴ͕ϬϮŐŵŽůоϭ
13. EƵŵ ƌĞĐŝƉŝĞŶƚĞ ĐŽŵ Ž ǀŽůƵŵĞ ĚĞ ϭϬ͕Ϭ Ěŵ3 ĨŽŝ ĞŶĐĞƌƌĂĚĂ͕ ă ƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂ ĚĞ Ϯϳ Σ Ğ ă
ƉƌĞƐƐĆŽ ĚĞ ϳ͕ϲ Ăƚŵ͕ ƵŵĂ ŵŝƐƚƵƌĂ ŐĂƐŽƐĂ ĚĞŵĞƚĂŶŽ͕ ,4, e de nitrogénio, N2. A fração
molar do metano é quatro vezes superior à do nitrogénio.
Dados: R = Ϭ͕ϬϴϮĂƚŵĚŵ3 Kоϭ molоϭ; M(CH4Ϳсϭϲ͕ϬϰŐŵŽůоϭ; M(N2ͿсϮϴ͕ϬϮŐŵŽůоϭ
13.1 Calcule a fração molar do metano.
13.2 Determine a pressão parcial do nitrogénio.
13.3 Qual é a relação entre as massas dos dois gases?
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155
Trabalhos de projeto
Para integrar os conhecimentos adquiridos ao longo do módulo sugere-se que se
proponham ao aluno pequenos projetos de trabalho que aprofundem os conceitos
trabalhados.
Os projetos poderão ser apresentados de modos diversos, que dependem dos recursos da
escola/alunos e poderão constar de um portefólio global da turma ou do grupo de alunos.
Para este módulo propõe(m)-se o(s) desafio(s):
1. Com uma atmosfera sem oxigénio seria impossível a vida tal como a conhecemos. Mas com
uma atmosfera com excesso de oxigénio, a vida também não seria possível. Explique esta
aparente contradição.
2. Uma das causas que conduzem à diminuição do oxigénio do ar são os incêndios. Procure
uma explicação para este fenómeno.
3. Os componentes maioritários da atmosfera são o nitrogénio, N2, e o oxigénio, O2. No
entanto existem gases vestigiais, como por exemplo dióxido de carbono, CO2, monóxido de
carbono, CO, óxidos de nitrogénio, NOx, CFC e ozono, O3. O equilíbrio na atmosfera atingese quando a velocidade de lançamento destes gases vestigiais para a atmosfera iguala a
velocidade da retirada dos mesmos da atmosfera.
Descreva em que situação estes gases se tornam poluentes. Indique quais os efeitos
nocivos que produzem no ambiente.
156
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Módulo Q6
Propostas de trabalho por áreas de curso profissional
Módulo
Áreas de curso profissional
ͻ Saúde
ͻ Produção agrícola e animal
Q6
Propostas de trabalho
ͻ Pesquisa sobre o processo de fabrico de
bebidas gaseificadas.
ͻ Tecnologia dos processos químicos
ͻ Pesquisa sobre as possíveis consequências
de elevadas emissões de metano para a
atmosfera a nível do efeito de estufa e das
alterações climáticas.
ͻ Metalurgia e metalomecânica
ͻ Apresentação à turma de situações do
quotidiano onde se utilizem gases.
ͻ Eletrónica e automação
ͻ Ciências informáticas
ͻ Eletricidade e energia
Módulo Q6
ͻ Identificação das substâncias presentes no
fumo que sai do tubo de escape de veículos
com motor de combustão.
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157
Teste final – Módulo Q6
Módulo Q6
1. Objeto de avaliação
Quadro 1 – Matriz
MÓDULO Q6
1. Interações moleculares
2. Estado gasoso
1.1 Ligações intermoleculares
1.2 Tipos de interações moleculares
2.1 Características do estado gasoso
2.2 Gases ideais e gases reais
Cotação
(em pontos)
50 a 120
80 a 150
2. Características e estrutura
Quadro 2 – Tipologia, número de itens e cotação
Tipologia de itens
Número de itens
Cotação por item
(em pontos)
Itens de seleção
ͻ Escolha múltipla
ͻ Ordenação
10 a 20
8
Itens de construção
ͻ Resposta curta
ͻ Resposta restrita
ͻ Cálculo
6 a 20
8 a 20
É fornecida a cotação por item na última página do teste.
O teste não inclui formulário nem Tabela Periódica.
Para mais informações acerca das características do teste final consultar os itens comuns,
na página 42 do CAP.
158
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Módulo Q6
Teste final – Módulo Q6
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________
Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________
Grupo I
1. Selecione a afirmação correta.
(A) As ligações químicas intramoleculares são forças atrativas que se estabelecem entre
moléculas (ou átomos).
(B) Quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, numa dada substância, mais fácil
é a separação das suas moléculas e mais baixos são os pontos de ebulição e de fusão.
(C) As forças intermoleculares são as responsáveis pelas propriedades físicas das substâncias.
(D) As forças intermoleculares diminuem de intensidade do estado gasoso para o estado
líquido, e do estado líquido para o estado sólido.
2. Considere os dados constantes da tabela seguinte.
Símbolo do elemento
H
N
O
F
S
ы
Br
Número atómico, Z
1
7
8
9
16
17
35
Eletronegatividade
2,1
3,0
3,5
4,0
2,5
3,0
2,8
2.1 Considere as seguintes ligações químicas:
O–H
F–F
S–O
H–N
i) Coloque por ordem decrescente de polaridade as ligações assinaladas.
ii) Identifique, de entre as ligações referidas, as que são polares.
2.2 Selecione a afirmação correta.
(A) Numa ligação covalente entre átomos de igual eletronegatividade, a nuvem
eletrónica é globalmente assimétrica.
(B) Quando átomos de elementos diferentes se ligam de modo covalente, forma-se
um dipolo elétrico.
(C) As moléculas diatómicas formadas por átomos do mesmo elemento são polares.
(D) As moléculas diatómicas formadas por átomos de elementos diferentes são apolares.
3. Classifique como verdadeiras ou falsas as afirmações seguintes.
(A) Quando um composto iónico se dissolve num solvente polar passam a existir
interações ião-dipolo.
(B) A atração entre duas moléculas é mais forte quando aumenta a distância entre elas.
(C) As interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido e forças de London, só se
manifestam em substâncias apolares.
(D) A intensidade das forças intermoleculares nos alcanos depende do tamanho da cadeia
carbonada.
(E) A temperatura do ponto de ebulição de uma substância é tanto maior quanto menor
é a intensidade das forças intermoleculares.
(F) A intensidade das forças de London depende do tamanho da molécula mas não da
forma.
(G) Em moléculas diatómicas apolares, as forças intermoleculares são tanto mais intensas
quanto menor é o tamanho das moléculas.
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159
Módulo Q6
4. Na tabela seguinte constam as fórmulas químicas e as temperaturas de ebulição de três
compostos orgânicos.
Nome do composto
Fórmula química
Temperatura de ebulição à
pressão de 1 atm
Metano
CH4
о161,5 °C
Monoclorometano
CH3ы
о24,0 °C
Metanol
CH3OH
64,6 °C
4.1 De entre os compostos presentes na tabela, indique o que é mais volátil.
4.2 O monoclorometano é líquido à temperatura ambiente?
4.3 Selecione a afirmação correta.
(A) O metanol é mais solúvel em água do que o metano.
(B) O metano, o monoclorometano e o metanol encontram-se dispostos na tabela
por ordem decrescente de intensidade de forças intermoleculares.
(C) As ligações intermoleculares que se estabelecem entre as moléculas de metano
são do tipo dipolo permanente-dipolo induzido.
(D) As ligações intermoleculares que se estabelecem entre as moléculas de monoclorometano são do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido.
5. De entre as substâncias cujas fórmulas moleculares se indicam a seguir, selecione aquela
em que as ligações intermoleculares predominantes são do tipo dipolo permanente-dipolo
permanente.
(A) CO2
(B) CH4
(C) ы3H
(D) C2H6
6. Considere os compostos representados por SO2, CO2 e H2O.
Selecione a afirmação correta.
(A) As ligações intermoleculares predominantes entre as moléculas SO2 e moléculas H2O,
numa mistura gasosa das duas substâncias, são do tipo dipolo permanente-dipolo
permanente.
(B) As moléculas SO2 e CO2 têm geometria linear.
(C) As ligações intermoleculares predominantes entre moléculas SO2, no estado gasoso,
são do tipo dipolo permanente-dipolo induzido.
(D) No estado gasoso, a ligação entre moléculas de CO2 é mais forte do que a ligação
entre as moléculas de SO2.
Grupo II
1. Selecione a afirmação correta.
(A) Para uma mesma quantidade de gás, a uma dada temperatura, a pressão é
diretamente proporcional ao volume.
(B) Os gases expandem-se com facilidade, mas têm dificuldade em se comprimir.
(C) O volume de uma dada amostra de gás, a pressão constante, varia de forma direta
com a temperatura.
(D) Nas mesmas condições de pressão e temperatura, o volume ocupado por um gás é
inversamente proporcional à sua quantidade química.
160
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Módulo Q6
2. Considere a massa de 8,65 g de dióxido de enxofre, SO2, que se encontra num recipiente
fechado, nas condições PTN.
Dados: M(SO2) = 64,07 g molо1; Vm (PTN) = 22,4 dm3 molо1
2.1 Determine a quantidade de dióxido de enxofre que se encontra no recipiente.
2.2 Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte.
O volume ocupado por este gás, nas condições referidas, é…
(A) 0,76 dm3.
(B) 1,50 dm3.
(C) 3,02 dm3.
(D) 4,53 dm3.
2.3 Selecione a opção que corresponde à expressão matemática que permite determinar
a massa volúmica do dióxido de enxofre, expressa em g cmо3, nestas condições.
(A)
଼,଺ହ
ଶଶ,ସ × ଴,ଵଷହ × ଵ଴య
(C)
ଶଶ,ସ × ଵ଴య
଼,଺ହ × ଴,ଵଷହ
(B)
଼,଺ହ × ଴,ଵଷହ × ଵ଴య
ଶଶ,ସ
(D)
଼,଺ହ × ଵ଴య
ଶଶ,ସ × ଴,ଵଷହ
2.4 Suponha que esta mesma quantidade de dióxido de enxofre é agora encerrada num outro
recipiente com 9,0 dm3 de capacidade e que a temperatura e a pressão se mantêm.
i) Ao variar o volume do gás como varia a sua massa volúmica?
ii) Determine a massa volúmica do dióxido de enxofre nestas condições.
3. Num recipiente hermeticamente fechado, encontra-se uma amostra de uma substância
gasosa. Essa substância pode ser o metano, CH4, o etano, C2H6, o propano, C3H8, ou o
butano, C4H10.
A massa desta substância gasosa é igual a 22,0 g e ocupa o volume de 24,6 dm3, à pressão
de 0,5 atm e à temperatura de 27 °C.
Dados: R = 0,082 atm dm3 Kо1 molо1; M(CH4) = 16,04 g molо1; M(C2H6) = 30,07 g molо1;
M(C3H8) = 44,09 g molо1; M(C4H10) = 58,12 g molо1
3.1 Determine a quantidade de substância gasosa que se encontra no recipiente.
3.2 Calcule a massa molar da substância gasosa.
3.3 Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte.
A substância gasosa presente no recipiente é o…
(A) metano.
(B) etano.
(C) propano.
(D) butano.
4. Considere as grandezas pressão, temperatura e quantidade de substância relativas a um
gás ideal. Indique o que acontece ao volume ocupado por um gás:
4.1 quando a aumenta a pressão, referindo que lei se baseou para responder;
4.2 quando diminui a temperatura, referindo que lei se baseou para responder.
Grupo
I
II
1.
8
1.
8
2.1 i) 2.1 ii)
13
8
2.1
2.2
12
8
2.2
8
2.3
8
Item
Cotação (em pontos)
3.
4.1
4.2
4.3
13
8
8
8
2.4 i) 2.4 ii) 3.1
3.2
10
12
12
12
5.
8
3.3
8
TOTAL
6.
8
4.1
10
90
4.2
10
110
200
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161
Trabalho de recuperação de módulo
Módulo Q6
1. Objeto de avaliação
No teste de recuperação do módulo Q6 é proposto um trabalho escrito em que serão
avaliadas as aprendizagens correspondentes aos subtemas num trabalho individual escrito,
com duração limitada (90 min), enquadrado por um conjunto de competências, que poderão
incluir:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
elaboração e interpretação de representações gráficas;
interpretação de dados;
interpretação de fontes de informação diversas;
produção de textos.
2. Características da prova
Modalidade da prova: trabalho escrito.
Elaboração: O trabalho é individual e poderá ser elaborado com consulta do manual e de
outras fontes bibliográficas, nomeadamente da internet; deverá ser elaborado num
processador de texto, como o Microsoft Word®, e deverá ser escrito utilizando as próprias
palavras do aluno, sem plágio.
Apresentação: O tipo de letra a utilizar deverá ser Arial, tamanho 11 e espaçamento 1,5.
O texto deverá ser justificado.
3. Trabalhos propostos
Trabalho A – Interações moleculares
A.1 Compare a intensidade das forças intramoleculares com a das forças intermoleculares,
com o recurso, por exemplo, à substância HF.
A.2 Distinga moléculas apolares (A) de moléculas polares (B).
A.3 Dê exemplos de substâncias cujas moléculas são apolares e exemplos de substâncias
cujas moléculas são polares.
A.4 Explique que tipos de interações se podem estabelecer entre moléculas (ligações
intermoleculares).
A.5 Com o recurso ao que estudou acerca de solubilidade, explique a afirmação
«Semelhante dissolve semelhante.»
Trabalho B – Estado gasoso
B.1 Considere um gás encerrado num recipiente fechado. Indique qual é a propriedade do
gás a que as colisões das moléculas do gás contra as paredes do recipiente onde se
encontra dão origem.
B.2 Refira que condições se devem definir para identificar o volume de uma dada
quantidade de gás.
162
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Módulo Q6
Módulo Q6
B.3 Escreva a equação de estado de um gás ideal (lei dos gases ideais). Identifique as
grandezas físicas correspondentes à equação que escreveu e as respetivas unidades no
Sistema Internacional.
B.4 Mencione sucintamente a importância dos gases oxigénio, O2, dióxido de carbono,
CO2, e nitrogénio, N2, no quotidiano.
4. Critérios de classificação
Propõe-se que a classificação a atribuir ao trabalho seja distribuída do seguinte modo:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
capa e índice – 20 pontos;
folha de rosto – 10 pontos;
desenvolvimento do trabalho – 150 pontos;
grafismo – 10 pontos;
bibliografia detalhada – 10 pontos.
FIM
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163
Soluções
Módulo Q6
Fichas
Ficha formativa 1 – Módulo Q6
1.
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) As interações dipolo instantâneo-dipolo induzido são forças
de London. (B) As ligações intermoleculares numa dada substância, são mais intensas no estado sólido do que no
estado líquido. (D) As forças intramoleculares são mais intensas do que as forças intermoleculares.
2.
No metano, molécula apolar, existem apenas forças de London, ou interações dipolo instantâneo-dipolo induzido.
No amoníaco, molécula polar, além das forças de London e das interações dipolo permanente-dipolo permanente,
existem ligações de hidrogénio, que são mais intensas. Assim, a temperatura de ebulição do amoníaco é superior à
do metano.
3.
Opção (B). I. Entre as moléculas de hidrogénio, H2 (g), estabelecem-se interações dipolo instantâneo-dipolo induzido,
porque estas moléculas são apolares. IV. A ligação hidrogénio-hidrogénio é relativamente forte, porque a ligação
entre os átomos é do tipo covalente simples e os átomos de hidrogénio, bem como a nuvem eletrónica, são
pequenos, pois são átomos que possuem um só eletrão.
4.
Opção (B). A glicose e a frutose são compostos orgânicos que possuem na sua fórmula de estrutura o grupo
carbonilo, por isso estabelecem ligações de hidrogénio com a água.
5.
Opção (D). A molécula de metano, CH4, é apolar. A sua geometria espacial é tetraédrica e as ligações entre as
moléculas são de van der Waals, ou ligações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido.
6.1 Opção (C).
6.2 Opção (D).
7.1 Substâncias polares: A, D, E, G, H, J, K e L. Substâncias apolares: B, C, F e I.
7.2 i) A, G, H, J, K e L.
ii) B, C, F e I.
iii) D e E.
8.1 Porque estes compostos estabelecem ligações de hidrogénio entre as suas moléculas.
8.2 Opção (C). É devido ao aumento da intensidade das forças de London que, neste caso, são predominantes em
relação às forças dipolo permanente-dipolo permanente.
Ficha formativa 2 – Módulo Q6
1.
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) Os gases são facilmente compressíveis e expansíveis.
(C) A unidade SI é o pascal, Pa. (D) A unidade SI de temperatura é o kelvin, K.
2.1
2.2
2.3
2.4
3.1
3.2
3.3
3.4
4.
164
଺,଴ × ଵ଴ర ୔ୟ × ଵ ୠୟ୰
ଵ଴ఱ ୔ୟ
ଶ,ହ ୟ୲୫ × ଻଺଴ ୲୭୰୰
о1
= 6,0 × 10 bar
= 1900 torr
ଵ ୲୭୰୰
ସ଼଴ ୲୭୰୰ × ଻଺଴ ୫୫ୌ୥
଻଺଴ ୲୭୰୰
ଷ,ହ ୠୟ୰ × ଵ,଴ × ଵ଴ఱ ୔ୟ
ଵ ୠୟ୰
= 480 mmHg
2
= 3,5 × 10 kPa
5.
283,15 K = 10 °C = 50 °F
288,75 K = 15,6 °C = 60°F
296,15 K = 23°C = 73,4 °F
ǻT = 25 K ֞ ǻT = 25 °C = 45 °F
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) O volume molar de uma substância depende do estado físico
em que essa substância se encontra. (C) Nas mesmas condições de pressão e temperatura, o volume ocupado por
uma dada quantidade de gás é diretamente proporcional a essa quantidade química. (D) O volume de uma
substância gasosa depende da pressão e temperatura a que essa substância se encontra.
Opção (B).
6.1
n=
6.2
n=
6.3
V = n × Vm ՜ V = 0,35 × 22,4 = 7,84 dm NH3.
௠
ெ
ே
՜n=
ேఽ
ଵଽ,଴଴
= 1,185 mol CH4; n =
ଵ଺,଴ସ
଻,ହଶ × ଵ଴మయ
՜n=
଺,଴ଶ × ଵ଴మయ
௏
௏ౣ
3
՜ V = n × Vm ՜ V = 1,185 × 22,4 = 26,54 dm CH4.
3
= 1,25 mol CO2; V = n × Vm ՜ V = 1,25 × 22,4 = 28,0 dm CO2.
3
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Módulo Q6
7.
9.
Verdadeiras: (B) e (E). Falsas: (A), (C) e (D). Correção das falsas: (A) O número de moles nos dois recipientes é
diferente porque a capacidade destes é igual. Porém, como a massa das substâncias assim como as respetivas
massas molares são diferentes, a quantidade de substância também é diferente. (C) O número de moléculas de O2 é
menor porque a massa é a mesma mas a massa molar de O2 é maior. (D) À mesma temperatura e com o mesmo
volume, quanto maior for a quantidade de substância maior será a pressão exercida.
3
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) e (B) p V = 3,0 × 5,0 = 15 atm dm ; n R T = 2 × 0,082 × 300,15 =
3
= 49,2 atm dm ; p V тn R T. (D) A densidade do gás não deve ser muito baixa.
Opção (D). À mesma temperatura, pressão e volume são grandezas inversamente proporcionais.
10.
p=
11.
p V = n R T ՜ pV=
12.
Opção (C). n(N2) =
8.
ଵ ୟ୲୫ × ଻଼଴ ୲୭୰୰
଻଺଴ ୲୭୰୰
= 0,10 bar; H2:
= 1,03 atm; T = 273,15 + 27 = 300,15 K; p V =
௠
RT՜M=
ெ
௠
՜ n(N2) =
ெ
௣(ୌమ ) ௡(ୌమ )
௣౪
=
13.1 pt V = nt R T ՜ nt =
௠ோ்
௡౪
௣೟ × ௏
ோ்
௣௏
ଵସ,଴
՜ p(H2) =
՜ nt =
13.2 x(N2) =
13.3
ଵ,଴ × ଵଶହ × ଵ଴షయ
௠
= 0,50 mol; n(H2) =
ସ,ହ ା ଴,ହ଴
଻,଺ × ଵ଴,଴
௣ெ
ோ்
՜ʌ=
ଵ,଴ଷ × ଵ଺,଴ସ
଴,଴଼ଶ × ଷ଴଴,ଵହ
о3
= 0,671 g dm .
о1
= 31,86 g mol .
՜ n(H2) =
ଽ,ଵ
ଶ,଴ଶ
= 4,50 mol;
௣(୒మ )
௣౪
=
௡(୒మ )
௡౪
՜ p(N2) =
ଵ,଴ × ଴,ହ଴
ସ,ହ ା ଴,ହ଴
=
= 0,90 bar.
଴,଴଼ଶ × ଷ଴଴,ଵହ
ଶ,ସ଼
ଷ,ଵ
ெ
ఘ
ெ
RT՜p= RT՜ʌ=
ெ
଴,ଵ଺ସ × ଴,଴଼ଶ × ଶଽ଺,ଵହ
ଶ଼,଴ଶ
ଵ,଴ × ସ,ହ଴
n(CH4) = 4 × 0,62 = 2,48 mol; x(CH4) =
଴,଺ଶ
՜M=
௠
= 3,1 mol; n(CH4) + n(N2) = 3,1 ՜ 4n(N2) + n(N2) = 3,1 ֞ n(N2) = 0,62 mol;
= 0,8.
= 0,2; p(N ) = x(N ) × p ՜ p(N ) = 0,2 × 7,6 = 1,52 atm.
2
2
t
2
ଷ,ଵ
௠(େୌర ) ௡(େୌర ) × ெ(େୌర )
௠(େୌర ) ଶ,ସ଼ × ଵ଺,଴ସ
=
՜
=
= 2,29.
௠(୒మ )
௡(୒మ ) × ெ(୒మ )
௠(୒మ ) ଴,଺ଶ × ଶ଼,଴ଶ
Teste final – Módulo Q6
1.
2.1
2.2
3.
4.1
4.2
4.3
5.
6.
1.
Grupo I
Afirmação (C). As restantes são incorretas porque: (A) As ligações intramoleculares estabelecem-se entre os
átomos/iões que formam as moléculas. (B) A maior intensidade das forças moleculares implica a maior dificuldade
para quebrar essas ligações e pontos de ebulição mais elevados. (D) As forças intermoleculares aumentam do estado
gasoso para o estado líquido e do estado líquido para o estado sólido.
i) A ligação mais polar é O – H porque é onde se verifica maior diferença de eletronegatividade. A ligação apolar
(menor polaridade) é F – F. O – H > S – O > H – N > F – F.
ii) Ligações polares: O – H, S – O e H – N.
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) Uma ligação covalente entre átomos de igual
eletronegatividade é apolar e a nuvem é globalmente simétrica. (C) As moléculas são apolares porque a diferença de
eletronegatividade é nula. (D) As moléculas são polares.
Verdadeiras: (A), (D) e (G). Falsas: (B), (C), (E) e (F). Correção das falsas: (B) A atração entre duas moléculas diminui
quando a distância entre elas é maior. (C) As forças de London manifestam-se em todas as substâncias moleculares,
sejam polares ou apolares. (E) Quanto menor for a intensidade das forças intermoleculares menor será a
temperatura do ponto de ebulição. (F) A intensidade das forças intermoleculares depende do tamanho e da forma da
molécula.
Metano, porque apresenta o menor ponto de ebulição.
Não, porque o seu ponto de ebulição é bastante inferior ao valor de temperatura ambiente (cerca de 25 °C).
Afirmação (A). As restantes estão incorretas porque: (B) As substâncias estão dispostas na tabela por ordem
crescente da intensidade das forças intermoleculares. (C) As interações entre moléculas de metano são do tipo
dipolo instantâneo-dipolo induzido, porque as moléculas são apolares. (D) As moléculas de monoclorometano são
polares e, por isso, as ligações entre as respetivas moléculas são do tipo dipolo permanente-dipolo permanente.
Opção (C), porque as restantes opções correspondem a moléculas apolares.
Afirmação (A). As restantes estão incorretas porque: (B) A molécula de SO2 apresenta geometria angular e a
molécula de CO2 apresenta geometria linear. (C) As ligações intermoleculares predominantes entre moléculas de
SO2, no estado gasoso, são do tipo dipolo permanente-dipolo permanente. (D) É mais forte a ligação entre moléculas
de SO2, pois estas moléculas são polares, enquanto as moléculas de CO2 são apolares.
Grupo II
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) A uma dada temperatura e para uma mesma quantidade de
gás, a pressão é inversamente proporcional ao volume. (B) Os gases expandem-se e comprimem-se com facilidade.
(D) Nas mesmas condições de pressão e temperatura, o volume ocupado por um gás varia na proporção direta da
quantidade química.
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165
Módulo Q6
௠
՜n=
଼,଺ହ
о1
2.1
n=
2.2
Opção (C). V = n × Vm ՜ V = 1,35 × 10 × 22,4 = 3,02 dm SO2.
2.3
Opção (A). ʌ =
2.4
i) ʌ = ; a massa volúmica varia na razão inversa do volume.
3.1
p V = n R T ՜ 0,5 × 24,6 = n × 0,082 × 300,15 ֞ n = 0,50 mol.
3.2
n=
3.3
4.1
4.2
Opção (C).
Quando a pressão aumenta, diminui o volume; lei de Boyle.
Quando a temperatura diminui, o volume diminui; lei de Charles.
ெ
଺ସ,଴଻
= 1,35 × 10 mol SO2.
о1
௠
௏
՜ʌ=
଼,଺ହ
3
о3
ଶଶ,ସ × ଴,ଵଷହ × ଵ଴య
g cm .
௠
௏
௠
ெ
௠
՜M=
௡
՜M=
ଶଶ,଴
଴,ହ଴
ii) ʌ =
௠
௏
՜ʌ=
଼,଺ହ
ଽ,଴
о1
о3
= 9,6 × 10 g dm .
о1
= 44,0 g mol .
Questões laterais – Manual
Página 185
+
о
ͻ Ião potássio, K (aq), e ião fluoreto, F (aq).
Página 187
ͻ Como as moléculas de N2 são apolares, as interações que se estabelecem entre elas são do tipo dipolo instantâneodipolo induzido (forças de London).
ͻ A intensidade das forças intermoleculares entre as moléculas de cloro é menor do que a intensidade das forças
intermoleculares entre as moléculas de oxigénio, porque as suas moléculas são maiores.
Página 188
ͻ Opção (C), porque as moléculas de CO2 são apolares.
Página 190
ͻ ,ы͕ƉŽƌƋƵĞƐĞƚƌĂƚĂĚĞƵŵĂŵŽůĠĐƵůĂƉŽůĂƌ͘ƐŽƵƚƌĂƐƐĆŽĂƉŽůĂƌĞƐ͘
Página 194
3
о2
4
о4
b) 25 atm = 1,9 × 10 torr
c) 38 torr = 380 mmHg
d) 50 Pa = 4,9 × 10 atm
ͻ a) 5 × 10 Pa = 5 × 10 bar
Página 195
ͻ a) 273,15 K = 0 °C = 32 °F.
b) 283,15 K = 10 °C = 50 °F.
Página 198
ͻ
T2 = 3T1;
௣భ
௣మ
=
்భ
்మ
՜ p2 =
௣భ ்మ
்భ
՜ p2 =
௣భ ଷ்భ
்భ
= 3p1; a pressão triplica (Lei de Gay-Lussac).
Página 200
ͻ As partículas constituintes de um gás ideal são pontuais, não ocupam volume e as interações entre elas são nulas. As
partículas de um gás real ocupam volume e existem forças intermoleculares entre elas.
Questões teórico-práticas – Manual
Atividade Laboratorial 1
1.
A temperatura deve manter-se constante para que não ocorram variações de pressão.
2.1 Afirmação (C). A pressão e o volume são grandezas inversamente proporcionais. Assim, quando aumenta o volume,
a pressão diminui nas mesmas proporções, mantendo-se constante a quantidade de gás e a temperatura.
2.2 Gráfico (B). A pressão e o volume de um gás são grandezas inversamente proporcionais, quando a temperatura e a
quantidade química desse gás se mantêm constantes. Assim, a pressão é diretamente proporcional ao inverso do
ଵ
volume: p ‫ ן‬. O gráfico será uma reta com declive positivo.
௏
166
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Planificações
Módulo Q7
Compostos orgânicos. Reações químicas
Planificação a médio prazo
Número de
aulas
Conteúdos
1. Compostos orgânicos
12
2. Reações dos compostos orgânicos
3
Resolução de exercícios
2
Atividade laboratorial 1
1
Preparação, realização e entrega do teste global do módulo
4
Total
22
Planificação aula a aula
A planificação proposta foi elaborada considerando a existência de cinco tempos semanais,
mas pode facilmente ser adaptada caso a disciplina apenas tenha 3 ou 4 tempos semanais.
1. Compostos orgânicos
Aulas n.o 1 e 2
Sumário
Recursos
disponíveis
168
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
100 min
Apresentação do módulo aos alunos.
Marcação da data do teste final do módulo Q7.
O mundo dos compostos orgânicos.
Fórmulas de representação dos compostos orgânicos.
Resolução de exercícios.
ͻ
Apresentação: Compostos orgânicos
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Módulo Q7
Aulas n.o 3 e 4
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
ͻ Hidrocarbonetos alifáticos saturados, hidrocarbonetos alifáticos insaturados
e hidrocarbonetos aromáticos.
ͻ Fórmula empírica e fórmula molecular.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 1 e 2 (pág. 220).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 1 e 2.
ͻ
Atividade: Hidrocarbonetos
Simulador: Nomenclatura dos compostos orgânicos
Aula n.o 5
50 min
Sumário
ͻ Consolidação da matéria dada na aula anterior.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios 3 a 5 (pág. 220).
Aulas n.o 6 e 7
100 min
Sumário
ͻ Continuação do estudo da fórmula empírica e da fórmula molecular.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios 6 e 7 (pág. 225).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 3 a 5.
Aulas n.o 8 e 9
100 min
Sumário
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: exercícios 8 e 9 (pág. 225).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 6 e 7.
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169
Módulo Q7
Aula n.o 10
Sumário
Recursos
disponíveis
50 min
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
Álcoois e éteres.
Aldeídos e cetonas.
Aminas.
Isomeria.
Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercício 10 (pág. 232).
ͻ
Apresentação: Outros compostos orgânicos
Atividade: Identificação de grupos funcionais
Aulas n.o 11 e 12
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
ͻ Continuação do estudo dos conteúdos abordados na aula anterior.
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 11 a 15 (págs. 235 e 236).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 8 a 10.
ͻ
Teste: Compostos orgânicos
2. Reações dos compostos orgânicos
Aulas n.o 13 e 14
Sumário
Recursos
disponíveis
Aula n.o 15
170
100 min
ͻ Reações de combustão, de adição, de esterificação e de hidrólise.
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercícios 16 e 17 (pág. 241).
ͻ
Apresentação: Reações dos compostos orgânicos
50 min
Sumário
ͻ Esclarecimento de dúvidas aos alunos.
ͻ Resolução de exercícios.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 11 e 12.
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Módulo Q7
Aulas n.o 16 e 17
Sumário
Recursos
disponíveis
100 min
ͻ Resolução de exercícios.
ͻ Manual: exercício 19 (pág. 41).
ͻ CAP: ficha formativa, exercícios 13 a 15.
ͻ
Teste: Reações dos compostos orgânicos
Aula n.o 18
Sumário
50 min
ͻ Atividade Laboratorial 1 – Verificação das propriedades redutoras de um
aldeído em relação ao licor de Fehling e ao reagente de Tollens.
ͻ Resolução das questões teórico-práticas.
ͻ Manual: Atividade Laboratorial 1 (págs. 242 e 243).
Recursos
disponíveis
ͻ
Vídeo: Verificação das propriedades redutoras de um aldeído em relação ao licor de
Fehling e ao reagente de Tollens
1. Compostos orgânicos
2. Reações dos compostos orgânicos
Aulas n.o 19 e 20
100 min
Sumário
ͻ Revisão dos conceitos fundamentais.
ͻ Resolução do teste global do Módulo Q7.
ͻ Preparação para o teste final do Módulo Q7.
Recursos
disponíveis
ͻ Manual: teste global Módulo Q7 (págs. 245 e 246).
Aulas n.o 21 e 22
100 min
Sumário
ͻ Teste final do Módulo Q7.
Recursos
disponíveis
ͻ CAP: teste final – Módulo Q7.
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171
Ficha formativa
Módulo Q7
Módulo Q7
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____
Compostos orgânicos. Reações dos compostos orgânicos
1. Complete as seguintes fórmulas de estrutura com ligações simples, duplas ou triplas, de
modo a torná-las corretas.
Dados: 1H; 6C; 7N; 8O; 17ы
2. Considere as seguintes fórmulas de estrutura incompletas:
I. C–C–ы
II. C=C
III. C‫ؠ‬C–C
2.1 Acrescente o necessário número de átomos de hidrogénio de modo a tornar corretas
as fórmulas representadas.
2.2 Que tipos de compostos orgânicos se representam nestas fórmulas?
2.3 Escreva os nomes destes compostos.
3. Considere as fórmulas moleculares de cinco hidrocarbonetos.
I. C2H6
II. C3H6
III. C5H8
IV. C7H14
3.1 Identifique aquelas que representam:
i) alcanos;
iii) alcinos;
ii) alcenos;
iv) cicloalcanos;
v) cicloalcenos;
V. C4H4
vii) dienos.
vi) cicloalcinos;
3.2 Escreva os nomes possíveis para os compostos II., III. e V.
4. Escreva o nome dos hidrocarbonetos assinalados de I. a V.
I. CH3–CH2–CH3
III.
IV.
II.
5. Escreva as fórmulas de estrutura dos seguintes hidrocarbonetos:
5.1 metilciclopentano;
5.2 but-2-eno;
5.3 1,3-dimetilbenzeno;
5.4 2-metilbut-1-ino;
5.5 hexa-1,4-dieno.
172
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V.
Módulo Q7
6. O gás natural é uma mistura de gases que se encontra no subsolo junto a jazidas de
petróleo. O principal constituinte do gás natural apresenta 75% de carbono, C, e 25% de
hidrogénio, H.
Determine a fórmula molecular desta substância, sabendo que a fórmula molecular e a
fórmula empírica são iguais.
Dados: M(C) =12,01 g molо1; M(H) = 1,008 g molо1
7. A alicina, uma das substâncias que conferem aroma característico ao alho, tem massa
molar igual a 162,8 g molо1 e a sua composição em massa é 44,4% de carbono, 6,2% de
hidrogénio, 39,5% de enxofre e 9,9% de oxigénio. Determine a fórmula molecular desta
substância.
Dados: M(C) = 12,01 g molо1; M(H) = 1,008 g molо1; M(S) = 32,07 g molо1;
M(O) = 16,00 g molо1
8. Faça a correspondência correta entre as fórmulas de estrutura da coluna I e o grupo
funcional correspondente na coluna II.
Coluna I
Coluna II
1.
(A) Álcool
2.
(B) Amina
3.
(C) Cetona
4.
(D) Ácido carboxílico
5.
(E) Amida
6.
(F) Éter
7.
(G) Éster
8.
(H) Aldeído
9. Considere a fórmula de estrutura ao lado.
Selecione a opção que completa corretamente a frase
seguinte.
A função orgânica, bem como o nome do composto
segundo a IUPAC, são, respetivamente,…
(A) ácido carboxílico e ácido butanoico.
(B) álcool e butanol.
(C) aldeído e butanal.
(D) cetona e butanona.
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173
Módulo Q7
10. A fórmula de estrutura da vitamina C está indicada ao lado.
Em relação a esta fórmula de estrutura, pode afirmar-se que…
(A) estão presentes as funções ácido, álcool e aldeído.
(B) estão presentes as funções álcool e cetona.
(C) se trata de um composto saturado.
(D) se trata de um composto aromático.
11. As fórmulas de estrutura I. e II. dizem respeito a dois compostos orgânicos.
I.
II.
Os dois compostos orgânicos…
(A) possuem igual fórmula de estrutura.
(B) possuem igual fórmula molecular.
(C) pertencem à mesma função orgânica.
(D) possuem diferentes fórmulas empíricas.
12. Considere os compostos orgânicos designados pelas letras X, Y, W, T e U.
X. Butan-1-ol
Y. CH3CH2OCH2CH3
W. CH3(CH2)2CHO
T. Propeno
U. Ciclopropano
Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das seguintes afirmações.
(A) Os compostos Y e W são isómeros funcionais.
(B) O composto W pertence à família das cetonas.
(C) À pressão atmosférica normal, o ponto de ebulição de X é superior ao de Y.
(D) O composto Y é uma cetona de cadeia não ramificada.
(E) X e Y são isómeros funcionais.
(F) T e U são isómeros funcionais de posição.
13. Escreva as fórmulas de estrutura e o nome de todos os alcenos de fórmula molecular C4H8.
14. Considere as fórmulas de estrutura dos seguintes compostos orgânicos.
De entre estes quatro compostos, identifique o que não apresenta isomeria geométrica.
15. Classifique cada uma das afirmações seguintes como verdadeira ou falsa.
(A) A reação entre um álcool e um éter dá origem a um aldeído.
(B) A hidrogenação de um alceno origina um alcano.
(C) A hidratação, em meio ácido, de um alcino origina uma cetona.
(D) A halogenação de um hidrocarboneto insaturado origina um hidrocarboneto
saturado halogenado.
(E) A hidratação, em meio ácido, de um alceno origina um aldeído.
(F) À reação entre um aldeído e um ácido carboxílico dá-se o nome de esterificação.
(G) Ao sofrer uma hidrogenação, na presença de um catalisador apropriado, um alcino
origina um alcano com igual número de átomos de carbono.
174
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Trabalhos de projeto
Módulo Q7
Para integrar os conhecimentos adquiridos ao longo do módulo sugere-se que se
proponham ao aluno pequenos projetos de trabalho que aprofundem os conceitos
trabalhados.
Os projetos poderão ser apresentados de modos diversos, que dependem dos recursos da
escola/alunos e poderão constar de um portefólio global da turma ou do grupo de alunos.
A química dos compostos orgânicos é fundamental na produção de medicamentos na
indústria farmacêutica. Sugerem-se os seguintes trabalhos:
1. Os alunos devem escolher um ou mais fármacos. Depois, devem consultar as respetivas
bulas e identificar, se possível, os grupos funcionais nelas existentes.
2. Propõe-se a construção de modelos de moléculas orgânicas à escolha dos alunos. Devem
identificar o(s) composto(s) a que correspondem os modelos construídos e os respetivos
grupos funcionais.
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175
Atividade Laboratorial 2
Módulo Q7
Identificação do carbono e hidrogénio num hidrocarboneto
Esta Atividade Laboratorial pode dividir-se em duas partes: Atividade Laboratorial 2A e
Atividade Laboratorial 2B.
Na Atividade Laboratorial 2A proceder-se-á à combustão do naftaleno com formação do negro
de fumo, que prova que o naftaleno contém, na sua constituição, o elemento carbono, C.
O carbono obtém-se de acordo com a equação química seguinte:
C10H8 (s) + 2O2 (g) ื 10 C (s) + 4 H2O (g)
Na Atividade Laboratorial 2B proceder-se-á à oxidação do naftaleno (com um composto que
não possui carbono nem hidrogénio) e posterior identificação do dióxido de carbono, CO2 (g),
e do vapor de água, H2O (g), formados, demonstrando assim a presença de carbono e
hidrogénio no naftaleno.
Para que esta reação ocorra utiliza-se um agente oxidante, o óxido de cobre (II), CuO (s), cujo
papel é oxidar o naftaleno. Esta reação processa-se sob aquecimento. A reação química está
traduzida na equação química seguinte:
C10H8 (s) + 48 CuO (s) ื10 CO2 (g) + 4 H2K;ыͿнϮϰƵ2O (s)
Para identificar o dióxido de carbono, CO2 (g), faz-se borbulhar este gás numa solução aquosa
de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2 (aq), vulgarmente conhecida por água de cal. A solução turva
porque ocorre a precipitação de carbonato de cálcio, CaCO3 (s), de acordo com a equação:
CO2 (g) + Ca(OH)2 (aq) ื CaCO3 (s) + H2K;ыͿ
Para identificar o vapor de água, faz-se passar este vapor por sulfato de cobre anidro, CuSO4 (s),
de cor branca. Este, ao ser hidratado, adquire cor azul, de acordo com a equação:
CuSO4 (s) + 5 H2K;ыͿ֖ CuSO4 (s)·5 H2O (s)
Atenção! Estas atividades
devem ser realizadas na
hotte e devem ser usados
óculos e luvas de proteção.
Material: cápsula de
porcelana; quatro
espátulas; bico de Bunsen
ou lamparina; tripé; mola
de madeira; um pedaço de
porcelana não vidrada (um
azulejo, por exemplo); tubo
ĚĞĞŶƐĂŝŽ;уϮϬпϮϬϬŵŵͿ͖
tubo de vidro dobrado; bico
de Bunsen ou lamparina;
rolha de borracha furada;
algodão; lã de vidro;
suporte universal; copo de
precipitação de 250 mL;
cápsula de porcelana;
vareta de vidro.
176
Atividade Laboratorial 2A
Identificação do carbono no hidrocarboneto naftaleno
Procedimento experimental
1. Colocar, com o auxílio de uma espátula, um pouco de naftaleno numa cápsula
de porcelana.
2. Colocar a cápsula no tripé.
3. Segurar a cápsula com a mola e aquecer sobre o bico de Bunsen ou lamparina.
4. Observar e registar a chama formada.
5. Colocar a parte não vidrada do azulejo sobre a chama e registar o que observa.
Atividade Laboratorial 2B
Reconhecimento da presença de hidrogénio e carbono no naftaleno, através da
identificação do dióxido de carbono e do vapor de água formados
Informação: caso na escola não exista sulfato de cobre anidro, colocar um pouco de
sulfato de cobre penta-hidratado numa cápsula e levar a uma estufa, devidamente
aquecida, até que o sal deixe de ter cor azul e passe a ter cor branca.
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Módulo Q7
Procedimento experimental
1. Colocar um pouco de naftaleno e de óxido de cobre (II) numa cápsula de
porcelana, com o auxílio de duas espátulas. Homogeneizar a mistura com uma
vareta de vidro.
2. Colocar no fundo do tubo de ensaio, com o auxílio de uma espátula, um pouco da
mistura de naftaleno e óxido de cobre (II). Em seguida, colocar no tubo e na
ordem seguinte: algodão, óxido de cobre, algodão e uns cristais de sulfato de
cobre anidro.
Reagentes: naftaleno*;
solução aquosa de
hidróxido de cálcio (água
de cálcio); óxido de
cobre (II); sulfato de
cobre anidro.
3. Tapar o tubo com a rolha de borracha à qual se adaptou, previamente, o tubo de
vidro dobrado.
*Substância tóxica
*Substância
mutagénica
ou carcinogénica
*Substância
inflamável
4. Prender o tubo de ensaio ao suporte
universal e introduzir a extremidade do
tubo de vidro na solução aquosa de
hidróxido de cálcio, de acordo com a
montagem ao lado.
5. Aquecer a extremidade do tubo de
ensaio.
6. Observar e registar o que ocorre no
hidróxido de cálcio e no sulfato de
cobre anidro do tubo de ensaio.
Questões teórico-práticas
1. Comente a seguinte afirmação:
«Não era necessário oxidar o naftaleno para demonstrar a existência de carbono na sua
constituição.»
2. Suponha que, para realizar esta ĞdžƉĞƌŝġŶĐŝĂ͕ ƐĞ ŵŝƐƚƵƌĂƌĂŵ Ϯ͕Ϭ п ϭϬо2 mol C10H8 e,
aproximadamente, 1,0 mol de CuO. Uma vez colocada a mistura no fundo do tubo de
ensaio, procedeu-se ao seu aquecimento, de acordo com o protocolo experimental.
A equação química que traduz esta reação é:
C10H8 (s) + 48 CuO (s) ื 10 CO2 (g) + 4 H2K;ыͿнϮϰƵ2O (s)
Dados:
M(C10H8) = 128,16 g molо1; M(CO2) = 44,01 g molо1; M(CaCO3) = 100,09 g molо1;
Vm (PTN) = 22,4 mol dmо3
2.1 Qual o papel do óxido de cobre (II), CuO, neste processo?
2.2 Determine a massa de naftaleno que se deve medir.
2.3 Considerando que esta reação é completa e que a amostra de naftaleno não contém
impurezas, calcule o volume de dióxido de carbono que se liberta, nas condições PTN.
2.4 A solução aquosa de hidróxido de cálcio, na presença do dióxido de carbono gasoso,
turva. A que se deve esta turvação?
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177
Atividade Laboratorial 3
Módulo Q7
Síntese do acetileno, C2H2, e verificação de algumas propriedades físicas e
químicas
A síntese do acetileno (nome IUPAC: etino), no laboratório, é feita adicionando água ao
carbeto de cálcio, CaC2 (s), vulgarmente conhecido por carbite. A equação química que traduz
esta reação é:
CaC2 (s) + 2 H2K;ыͿื Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)
Esta reação é muito violenta e exotérmica; por isso, deve deitar-se água gota a
gota sobre o carbeto de cálcio.
Esta Atividade Laboratorial pode dividir-se em duas partes: Atividade Laboratorial 3A e
Atividade Laboratorial 3B.
Atividade Laboratorial 3A
Síntese do acetileno
Atenção! Nesta atividade
devem ser usados óculos e
luvas de proteção.
Material: frasco de duas
tubuladuras; tubo de vidro
dobrado; funil de carga; cinco
tinas de vidro; tubo de ensaio
grande; três tubos de ensaio
pequenos; rolha de borracha
furada; rolhas de cortiça para
tubos de ensaio; suporte
universal e respetiva garra;
duas rolhas perfuradas para
adaptar ao frasco; pinça ou
espátula; vidro de relógio,
balança analítica; pinça de
madeira; pavio de madeira;
fósforos.
Reagentes: carbeto de
cálcio*†; acetona†‡; água de
bromo*ࣄන; água desionizada.
*Substância tóxica
†
Substância inflamável
‡
Substância irritante
ࣄSubstância corrosiva
නSubstância prejudicial
para o meio ambiente
178
Procedimento experimental
1. Montar a experiência de acordo com a figura ao
lado.
2. Com o auxílio de uma espátula ou de uma pinça e
de um vidro de relógio, pesar 5,0 g de carbeto de
cálcio.
3. Colocar o carbeto de cálcio no fundo do frasco,
com o auxílio de uma espátula tapá-lo, de acordo
com o esquema.
4. Colocar água desionizada no funil de carga, tendo
o cuidado de verificar se este se encontra fechado.
5. Encher o tubo de ensaio com água, tapá-lo com um dedo, colocá-lo invertido
sobre a extremidade do tubo de vidro e prendê-lo ao suporte através de uma
garra.
6. Cuidadosamente deitar, gota a gota, 4 a 5 gotas de água sobre o carbeto de
cálcio.
7. Registar o que observa.
8. Continuar a deitar água gota a gota até que o tubo de ensaio esteja cheio de
gás.
9. Retirar o tubo de ensaio com a boca virada para baixo e tapá-lo com uma
rolha.
10.Acender um pavio de madeira.
11.Segurar o tubo de ensaio com uma pinça de madeira e, com ele ainda em
posição invertida, retirar a rolha e aproximar o pavio incandescente da boca do
tubo de ensaio.
12.Registar o que observa.
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Módulo Q7
Atividade Laboratorial 3B
Verificação de algumas propriedades físicas do acetileno
Procedimento experimental
1. Substituir a tina de vidro usada na AL 3A por uma outra com água e proceder à recolha do
acetileno com um tubo de ensaio. Se necessário, adicionar mais algumas gotas de água ao
carbeto de cálcio para obter um pouco mais de acetileno.
2. Segurar o tubo de ensaio com a pinça de madeira, mantendo-o em posição invertida,
e rolhá-lo devidamente.
3. Repetir os pontos 1. e 2.
4. Mantendo os tubos de ensaio voltados para baixo, retirar as respetivas rolhas e colocar um
numa tina com água e o outro numa tina com acetona.
5. Registar o que observa.
Verificação de algumas propriedades químicas do acetileno
Procedimento experimental
1. Colocar água de bromo num tubo de ensaio e rolhá-lo devidamente.
2. Colocar a extremidade do tubo de vidro proveniente do frasco de duas tubuladuras no
interior da água de bromo.
3. Adicionar cuidadosamente algumas gotas ao carbeto de cálcio, para se formar mais algum
acetileno.
4. Registar o que sucede à água de bromo.
5. Uma vez terminada a produção de acetileno retirar as rolhas do frasco de duas
tubuladuras.
6. Adicionar 2 a 3 gotas de fenolftaleína e registar o que observa.
Questões teórico-práticas
1. A síntese laboratorial do acetileno ocorre de acordo com a equação química seguinte:
CaC2 (s) + 2 H2K;ыͿื Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)
Para realizar esta síntese, pesou-se uma amostra de carbeto de carbono com a massa de
5,0 g e uma percentagem de impurezas de 25%.
Esta amostra foi colocada dentro do frasco de duas tubuladuras e este foi tapado, tal como
se indica no esquema.
Dados: M(CaC2) = 64,10 g mol–1; Vm(PTN) = 22,4 mol dm–3
1.1 Determine a quantidade de carbeto de carbono que a amostra contém.
1.2 Em seguida, adicionaram-se cuidadosamente 25 gotas de água ao carbeto de carbono.
Sabe-se que 40 gotas de água têm o volume aproximado de 2 mL e ʌágua уϭ͕ϬŐĐŵо3.
Que massa de água foi adicionada ao carbeto de carbono?
1.3 De entre os dois reagentes, identifique o reagente em excesso.
1.4 Considere que o rendimento desta reação foi de 80%.
Que volume de acetileno se libertou, nas condições PTN?
2. Compare a solubilidade do acetileno em água e em acetona.
3. Explique o que observou após a adição da fenolftaleína ao resíduo que permaneceu no
frasco de duas tubuladuras.
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179
Atividade Laboratorial 4
Módulo Q7
Preparação e identificação do etanal (aldeído)
Esta Atividade Laboratorial pode dividir-se em duas partes: Atividade Laboratorial 4A (síntese
do etanal) e Atividade Laboratorial 4B (identificação do etanal).
Atividade Laboratorial 4A
Preparação do etanal
Atenção! Nesta atividade
devem ser usados bata,
óculos e luvas de proteção.
Procedimento experimental
1. Colocar uma tina com gelo na hotte e, sobre o gelo, colocar o copo de precipitação.
2. Medir, com o auxílio de uma pipeta e respetiva pompete, 15 mL de etanol e
transvasar o álcool para o copo.
A reação entre o etanol e
o ácido sulfúrico deve ser
efetuada, com muito
cuidado, na hotte do
laboratório e com
arrefecimento pois esta
reação é extremamente
exotérmica.
Material: balão de fundo
redondo; balão de
destilação; funil de carga
de 100 mL; condensador;
tina de vidro; copo de
precipitação de 150 mL;
termómetro; três pipetas
volumétricas; pompete;
cinco varetas de vidro;
balança analítica; manta
de aquecimento; tubo de
ensaio; suporte para
tubos de ensaio; quatro
conta-gotas; três vidros
de relógio; três espátulas;
proveta graduada de
50 mL; kitasato; funil de
Buchner; papel de filtro
trompa de vácuo; dois
frascos com tampa.
3. Medir, com o auxílio de uma pipeta e respetiva pompete, 15 mL de ácido sulfúrico.
4. Adicionar, cuidadosamente, o ácido ao álcool e agitar moderadamente com uma
vareta de vidro.
5. Colocar 10,0 g de dicromato de potássio no balão
de fundo redondo.
6. Fazer a montagem da experiência de acordo com o
esquema representado ao lado.
7. Transferir a solução preparada nos pontos 2. e 3.
para o funil de carga com o auxílio de uma vareta.
8. Ligar a manta de aquecimento.
9. Adicionar, muito lentamente, o conteúdo do funil
de carga ao balão de fundo redondo.
10. Não deixar que a temperatura ultrapasse os 50 °C.
11. Recolher o produto da destilação no balão que se encontra dentro de gelo.
Atividade Laboratorial 4B
Identificação do etanal
Para proceder à identificação do etanal é necessário preparar previamente o
reagente de Tollens e o licor de Fehling.
Preparação do reagente de Tollens
1. Colocar num tubo de ensaio, cuidadosamente limpo, 2,0 mL de uma solução a
5% em massa de nitrato de prata.
2. Adicionar 1 gota de solução aquosa a 10% em massa de hidróxido de sódio.
3. Adicionar, gota a gota, solução aquosa de hidróxido de amónio 0,10 mol dmо3,
com agitação até se dissolver o precipitado.
180
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Módulo Q7
Nota: Deve evitar-se o excesso de solução de hidróxido de amónio, para se obter um
reagente sensível. Este reagente deve ser preparado na altura em que for ser
utilizado. Não deve ser armazenado, pois pode ocorrer a deposição de um
precipitado, que é explosivo.
Preparação do licor de Fehling
O licor de Fehling resulta da junção de duas soluções: solução A e solução B.
Solução A
1. Num copo de precipitação de 150 mL dissolver 5,5 g de sulfato de cobre penta-hidratado, CuSO4·5H2O.
2. Adicionar umas gotas de ácido sulfúrico diluído.
Reagentes: etanol*† a
90% (V/V); dicromato de
potássio*; ácido
sulfúrico‡, 0,25 mol dmо3;
solução a 5% em massa
de nitrato de prata‡ࣄන;
solução aquosa a 10% em
massa de hidróxido de
sódio‡; solução aquosa a
2% em massa de
hidróxido de amónio‡න;
sulfato de cobre penta-hidratado; ácido
sulfúrico‡ diluído;
hidróxido de sódio‡
sólido.
3. Diluir a solução até perfazer o volume de 50 mL.
*Substância tóxica
†
Substância
inflamável
Solução B
1. Num copo de precipitação de 150 mL dissolver, em água desionizada, 6,0 g de
hidróxido de sódio e 17,3 g de tartarato de sódio e potássio (sal de Rochelle puro).
2. Filtrar a vácuo, utilizando o kitasato, o funil de Buchner e trompa de vácuo.
3. Retirar o resíduo sólido e lavar o funil com 50 mL de água desionizada.
4. Adicionar as águas da lavagem ao filtrado.
Nota: As soluções A e B devem ser guardadas, separadamente, em frascos bem
fechados.
‡
Substância
corrosiva
ࣄSubstância
comburente
නSubstância
prejudicial para o
meio ambiente
Uma vez preparados o reagente de Tollens e o licor de Fehling, deve proceder-se à
identificação do produto preparado em AL 4A.
Procedimento experimental
Identificação do etanal através do Reagente de Tollens
1. Colocar num tubo de ensaio 2 a 3 mL de reagente de Tollens, recentemente preparado,
e 3 a 4 gotas do destilado obtido (etanal).
2. Agitar e registar o que observa.
Informação: caso não ocorra reação, aqueça em banho-maria.
Identificação do etanal através do Licor de Fehling
1. Colocar num tubo de ensaio volumes iguais das soluções A e B – licor de Fehling.
2. Colocar em outro tubo de ensaio cerca de 4 mL de licor de Fehling recentemente
preparado e adicionar 2 a 3 gotas do destilado obtido (etanal).
3. Com o auxílio de uma pinça ou de uma mola, aquecer até à ebulição.
4. Registar o que observa.
Questões teórico-práticas
1. Para preparar o reagente de Tollens prepararam-se previamente 10 mL de uma solução 5%
em massa de nitrato de prata, AgNO3, e 10 mL de uma solução 10% em massa de hidróxido
de sódio, NaOH.
Determine a massa de AgNO3 e de NaOH que é necessário pesar para preparar estas
soluções.
2. Qual o papel do licor de Fehling e do reagente de Tollens, na identificação do etanal?
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181
Atividade Laboratorial 5
Módulo Q7
Síntese e identificação de um éster
Na Natureza encontram-se inúmeros ésteres que entram na composição de essências de
plantas e frutos, e em misturas complexas com ácidos e álcoois, para além de outros
compostos orgânicos.
Quando os frutos não estão maduros o seu sabor azedo deve-se à presença de ácidos na sua
constituição. À medida que os frutos vão amadurecendo, vão-se formando álcoois que
reagem com ácidos originando ésteres. Devido ao odor agradável que os caracteriza, os
ésteres são responsáveis pelo bom cheiro dos frutos maduros.
Muitos ésteres responsáveis pelo cheiro agradável de produtos naturais podem ser
produzidos a partir da reação entre álcoois e ácidos carboxílicos de baixa massa molar. Esta
reação tem enormes aplicações práticas na produção de perfumes, de aromas para
confeitaria, ou como solventes.
Ácido carboxílico +
Álcool
֖
Éster
+
Água
Atenção! Nesta atividade
devem ser usados óculos
e luvas de proteção.
Ácido acético
Materiais: balão de
destilação com rolha
furada; manta de
aquecimento;
condensador de refluxo
vertical; tubo de
borracha; pequenos
pedaços de porcelana;
dois suportes universais;
duas provetas graduadas
de 100 mL; uma pipeta
volumétrica de 5 mL;
pompete; dois copos de
precipitação de 100 mL;
dois copos de
precipitação de 250 mL;
termómetro; âmpola de
decantação; três varetas
de vidro; funil.
Reagentes: ácido
etanoico (ácido acético)*;
etanol†‡; ácido sulfúrico*
concentrado; solução
aquosa saturada de
cloreto de sódio.
*Substância
corrosiva
†
Substância tóxica
‡
Substância
inflamável
182
Etanol
Acetato de etilo
Água
Procedimento experimental
1. Medir com uma proveta 50 mL de ácido etanoico e colocar este reagente num dos
copos de precipitação de 100 mL.
2. Com a outra proveta, medir igualmente 50 mL de etanol e colocá-lo no outro copo
de precipitação de 100 mL.
3. Verter o conteúdo dos dois copos para o balão de
destilação, que deverá já ter no fundo os pedaços
de porcelana.
4. Medir com a pipeta e respetiva pompete 1 mL de
ácido sulfúrico e adicioná-lo à mistura, agitando
suavemente.
Nota: Como a dissolução do ácido sulfúrico é uma
reação fortemente exotérmica, a sua adição deve ser
lenta, e caso a solução aqueça muito, deverá ser
arrefecida numa tina com água fria.
5. Adaptar à rolha do balão o condensador de refluxo
vertical.
6. Ligar convenientemente os tubos de borracha, de
modo a que a refrigeração do condensador
possibilite a condensação dos vapores formados.
7. No topo do condensador adaptar o termómetro de
modo a controlar a temperatura do sistema
reacional.
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Módulo Q7
8. Levar a mistura a ebulição moderada e suave durante cerca de 1 hora,
tempo suficiente para se atingir o estado de equilíbrio do sistema reacional
formado pelo ácido, álcool, éster e água, nas proporções referidas.
9. Findo esse tempo desligar a manta de aquecimento e deixar arrefecer a
mistura.
10. Abrir o balão e verter a mistura para um copo de precipitação de 250 mL,
que já deve conter a solução aquosa saturada de cloreto de sódio. Com uma
vareta de vidro agitar a misture e registar o seu aspeto.
11. Transvasar o conteúdo do copo para a ampola de decantação com o auxílio
de um funil e uma vareta.
12. Proceder à separação do éster.
Questões teórico-práticas
1. Por que razão a reação de esterificação é uma reação de condensação?
2. Selecione a afirmação correta.
(A) As reações de esterificação são incompletas mas são rápidas.
(B) As reações de esterificação processam-se sem a necessidade da presença de um
catalisador.
(C) As reações de esterificação são completas e rápidas.
(D) As reações de esterificação são incompletas, lentas e só se processam na presença de
um catalisador.
3. Por que razão é necessário decantar a mistura?
4. Indique o papel do ácido sulfúrico nesta reação.
5. A equação química que traduz esta reação é:
CH3COOH (aq) + CH3CH2OH (aq) ֖ CH3COOCH2CH3 (aq) + H2K;ыͿ
Considere que se utilizaram 50 mL de solução 2,5 mol dmо3 em ácido acético e 50 mL de
etanol 90% (V/V) e que a massa volúmica do etanol é 0,8 g cmо3 (ʌ = 0,8 g cmо3).
Dado: M(CH3CH2OH) = 46,07 g mol–1
5.1 Indique o reagente limitante.
5.2 Sabendo que esta reação se processou com um rendimento de 64%, calcule a
quantidade de éster que se formou.
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183
Propostas de trabalho por áreas de curso profissional
Módulo
Áreas de curso profissional
ͻ Saúde
ͻ Produção agrícola e animal
ͻ Tecnologia dos processos químicos
Q7
ͻ Metalurgia e metalomecânica
ͻ Eletrónica e automação
ͻ Ciências informáticas
Propostas de trabalho
ͻ Pesquisa sobre hidrocarbonetos aromáticos
policíclicos (HAP), focando onde se podem
encontrar, o seu efeito poluente, e ainda
consequências da exposição a HAP para a
saúde de pessoas e animais.
ͻ Pesquisa de exemplos de estereoisómeros
que apresentam propriedades (logo,
aplicações) muito distintas.
ͻ Eletricidade e energia
184
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Módulo Q7
Teste final – Módulo Q7
Módulo Q7
1. Objeto de avaliação
Quadro 1 – Matriz
MÓDULO Q7
1. Compostos orgânicos
2. Reações dos compostos orgânicos
1.1 O mundo dos compostos orgânicos
1.2 Hidrocarbonetos alifáticos e aromáticos
1.3 Outros compostos orgânicos
2.1 Relação entre as reações dos compostos
orgânicos e a sua estrutura
80 a 150
60 a 110
Cotação
(em pontos)
2. Características e estrutura
Quadro 2 – Tipologia, número de itens e cotação
Tipologia de itens
Número de itens
Cotação por item
(em pontos)
Itens de seleção
ͻ Escolha múltipla
ͻ Ordenação
10 a 20
8
Itens de construção
ͻ Resposta curta
ͻ Resposta restrita
ͻ Cálculo
6 a 20
8 a 20
É fornecida a cotação por item na última página do teste.
O teste não inclui formulário nem Tabela Periódica.
Para mais informações acerca das características do teste final consultar os itens comuns,
na página 42 do CAP.
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185
Módulo Q7
Teste final – Módulo Q7
Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________
Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________
Grupo I
1. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das seguintes afirmações.
(A) Os alcinos têm fórmula geral CnH2n, com n = 2, 3, 4 …
(B) O but-2-eno é um hidrocarboneto insaturado com três átomos de carbono e seis
átomos de hidrogénio.
(C) A fórmula geral dos alcenos é igual à fórmula geral dos cicloalcanos.
(D) Um alceno com quatro átomos de carbono e oito átomos de hidrogénio pode
apresentar uma fórmula de estrutura ramificada.
(E) O benzeno é um hidrocarboneto saturado.
2. Os hidrocarbonetos I. e II. apresentam as seguintes fórmulas de estrutura:
2.1 O hidrocarboneto I. é…
(A) um hidrocarboneto saturado.
(B) um alceno.
(C) um alcino.
(D) um alceno de cadeia ramificada.
2.2 O hidrocarboneto II.…
(A) é um hidrocarboneto aromático.
(B) é um hidrocarboneto de cadeia cíclica.
(C) é um hidrocarboneto insaturado.
(D) tem uma fórmula geral igual à dos alcanos com igual número de átomos de
carbono.
2.3 Escreva o nome dos compostos I. e II. segundo a IUPAC.
3. Escreva a fórmula de estrutura dos seguintes compostos:
3.1 penta-1,3-dieno;
3.2 3-metilpent-1-eno.
4. A quinina é uma substância utilizada no tratamento da malária. Em 0,50 mol de quinina
existem 120 g de carbono, C, 12,12 g de hidrogénio, H, 14,01 g de nitrogénio, N, e 16,00 g
de oxigénio, O.
Dados: M(C) = 12,01 g molо1; M(H) = 1,008 g molо1; M(O) = 16,00 g molо1;
M(N) = 14,01 g molо1
186
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Módulo Q7
4.1 Determine a quantidade química de carbono, de nitrogénio, de oxigénio e de
hidrogénio que existem em 0,50 mol de quinina.
4.2 Escreva a fórmula molecular da quinina.
4.3 Escreva a fórmula empírica da quinina.
Grupo II
1. A fórmula molecular da vitamina A é C20H30O e a sua fórmula de estrutura está
representada de seguida.
1.1 Selecione a alternativa que completa, de forma correta, a frase seguinte.
A vitamina A pertence à família dos…
(A) aldeídos.
(B) ácidos carboxílicos.
(C) fenóis.
(D) álcoois.
1.2 A fórmula empírica da vitamina A é igual ou diferente da respetiva fórmula molecular?
1.3 Determine a quantidade de vitamina C que existe num comprimido desta substância
com a massa de 2,85 g.
Dado: M(C20H30O) = 286,44 g molо1
2. Considere os compostos orgânicos cujas fórmulas racionais se apresentam de seguida:
I. CH3NH2
IV. CH3COOH
VI. CH3–COO–CH2CH3
II. CH3CH2OH
V. CH3–O–CH3
VII. CH3–CO–CH3
III. CH3CH2CHO
2.1 Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das afirmações seguintes.
(A) O composto V. é uma cetona.
(B) O composto VII. é um éster.
(C) Da reação entre o composto IV. e o composto II. obtém-se o composto VI.
(D) O composto II. e o composto V. apresentam fórmulas moleculares diferentes.
2.2 Escreva o nome, segundo a IUPAC, dos compostos I. e III.
2.3 Selecione a afirmação correta.
(A) Os compostos III. e VII. são isómeros de posição.
(B) Os compostos II. e VI. são isómeros de função.
(C) Os compostos IV. e VI. são isómeros de cadeia.
(D) Os compostos II. e V. são isómeros de função.
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187
Módulo Q7
3. Os compostos orgânicos podem ser agrupados de acordo com as suas estruturas e o seu
comportamento químico.
3.1 Selecione a afirmação correta.
(A) Os compostos CH3CH2COCH3 e CH3CH2CH2CHO são isómeros de posição.
(B) Os álcoois primários e os ácidos carboxílicos reagem entre si formando ésteres.
(C) Os alcenos, ao sofrerem uma reação de hidrogenação, originam alcinos com igual
número de átomos de carbono.
(D) A hidratação de um alcino, em meio ácido, origina um álcool.
3.2 Considere o composto com a seguinte fórmula racional: CH3–CH=CH–CH2–CH3.
Represente os isómeros cis e trans deste composto.
4. Selecione a afirmação correta.
(A) Uma reação de adição é aquela em que duas moléculas originam duas ou mais
moléculas.
(B) Nas reações de esterificação os reagentes são álcoois e aldeídos.
(C) A reação de hidrólise é a reação inversa da esterificação.
(D) As reações de combustão não são reações de oxidação-redução.
5. Considere os esquemas químicos I. e II.
I. CH‫ؠ‬CH + 2 Br2 ื __________
II. CH2=CH2 + __________ ื CH3CH2OH
5.1 Complete de forma correta:
i) o esquema I.;
ii) o esquema II.
5.2 Indique o tipo de reação que ocorre:
i) no esquema I.;
ii) no esquema II.
Grupo
I
II
1.
10
1.1
8
2.1
8
1.2
10
2.2
8
1.3
15
2.3
10
2.1
8
3.1
8
2.2
8
Item
Cotação (em pontos)
3.2 4.1 4.2 4.3
8
15
10
8
2.3 3.1 3.2
4.
10
8
8
8
85
5.1 i) 5.1 ii) 5.2 i) 5.2 ii)
115
8
8
8
8
TOTAL
188
200
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Trabalho de recuperação de módulo
Módulo Q7
Módulo Q7
1. Objeto de avaliação
No teste de recuperação do módulo Q7 é proposto um trabalho escrito em que serão
avaliadas as aprendizagens correspondentes aos subtemas num trabalho individual escrito, com
duração limitada (90 min), enquadrado por um conjunto de competências, que poderão incluir:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
interpretação e compreensão de leis e modelos científicos;
elaboração e interpretação de representações gráficas;
interpretação de dados;
interpretação de fontes de informação diversas;
produção de textos.
2. Características da prova
Modalidade da prova: trabalho escrito.
Elaboração: O trabalho é individual e poderá ser elaborado com consulta do manual
adotado na escola e de outras fontes bibliográficas, nomeadamente da internet; deverá ser
elaborado num processador de texto, como o Microsoft Word®, e deverá ser escrito utilizando
as próprias palavras do aluno, sem plágio.
Apresentação: O tipo de letra a utilizar deverá ser Arial, tamanho 11 e espaçamento 1,5.
O texto deverá ser justificado.
3. Temas propostos
ͻ Breve história da Química Orgânica.
ͻ Compostos orgânicos e suas características gerais.
ͻ Aplicações da Química Orgânica, nomeadamente na medicina e em particular em
dermatologia.
4. Critérios de classificação
Propõe-se que a classificação a atribuir ao trabalho seja distribuída do seguinte modo:
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
ͻ
capa e índice – 20 pontos;
folha de rosto – 10 pontos;
desenvolvimento do trabalho – 150 pontos;
grafismo – 10 pontos;
bibliografia detalhada – 10 pontos.
FIM
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189
Soluções
Módulo Q7
Fichas
Ficha formativa – Módulo Q7
1. I.
II.
2.1 I.
2.2
2.3
3.1
3.2
4.
II.
III.
5.2 CH3–CH=CH–CH3 5.3
5.5 CH2=CH–CH2–CH=CH–CH3
5.4
Em 100 g de gás natural, 75 g correspondem a carbono e 25 g a hidrogénio. Carbono: n =
Hidrogénio: n =
7.
IV.
I. Hidrocarboneto halogenado. II. Alceno (hidrocarboneto insaturado). III. Alcino (hidrocarboneto insaturado).
I. Cloroetano. II. Eteno. III. Propino.
i) I. ii) II. e IV. iii) III. iv) II. e IV. v) III. vi) V. vii) III.
II. Propeno; ciclopropano. III. Pent-1-ino; pent-2-ino; ciclopenteno; pent-1,2-dieno; pent-1,3-dieno. V. Ciclobutino.
I. Propano. II. 3-Metilpent-2-eno. III. 1,1-Dimetilciclobutano. IV. 3-Metilbut-1-ino. V. 1,4-Dimetilbenzeno.
5.1
6.
III.
ଶହ
ଵ,଴଴଼
= 24,8 mol H.
଺,ଶସ
଺,ଶସ
C+
ଶସ,଼
଺,ଶସ
= 6,15 mol H. Enxofre: n =
ଷଶ,଴଻
= 6,24 mol C.
H ՜ CH4.
Em 100 g de alicina existem: 44,4 g C, 6,2 g H, 39,5 g S e 9,9 g O. Carbono: n =
ଷଽ,ହ
଻ହ
ଵଶ,଴ଵ
= 1,23 mol S. Oxigénio: n =
ଽ,ଽ
ଵ଺,଴଴
= 0,62 mol O.
ସସ,ସ
= 3,7 mol C. Hidrogénio: n =
ଵଶ,଴ଵ
ଷ,଻
଺,ଵହ
଴,଺ଶ
C+
଴,଺ଶ
H+
ଵ,ଶଷ
଴,଺ଶ
S+
଴,଺ଶ
଴,଺ଶ
଺,ଶ
ଵ,଴଴଼
=
O ՜ C6H10S2O.
о1
8.
12.
M(C6H10S2O) = 162,28 g mol . A fórmula molecular é C6H10S2O e coincide com a fórmula empírica.
1. (C); 2. (F); 3. (H); 4. (A); 5. (G); 6. (D); 7. (E); 8. (B).
9. Opção (C).
10. Opção (B).
11. Opção (B).
Verdadeiras: (C) e (E). Falsas: (A), (B), (D) e (F). Correção das falsas: (A) Fórmula molecular de Y: C4H10O. Fórmula
molecular de W: C4H8O. Não são isómeros porque possuem fórmulas moleculares diferentes. (B) O composto W
pertence a família dos aldeídos. (D) O composto Y é um éter. (F) Propeno: C3H6. A fórmula molecular do ciclopropano é
C3H6. Estes dois compostos são isómeros de cadeia e não de posição.
13.
14.
15.
Composto II.
Verdadeiras: (B), (D) e (G). Falsas: (A), (C), (E) e (F). Correção das falsas: (A) A reação entre um álcool e um ácido
carboxílico origina um éster e água. (C) A hidratação de um alcino em meio ácido origina um aldeído. (E) A hidratação de
um alceno em meio ácido origina um álcool. (F) Esterificação é uma reação entre um álcool e um ácido carboxílico.
Teste final – Módulo Q7
1.
2.1
3.1
190
Grupo I
Verdadeiras: (C) e (D). Falsas: (A), (B) e (E). Correção das falsas: (A) A afirmação geral dos alcinos é CnH2nо2. (B) O but-2-eno é
um hidrocarboneto insaturado com quatro átomos de carbono e oito átomos de hidrogénio. (E) O benzeno é um
hidrocarboneto aromático.
Opção (C).
2.2 Opção (B).
2.3 I. 3-Metilbut-1-ino. II. Ciclopentano.
CH2=CH–CH=CH–CH3
3.2
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Módulo Q7
ଵଶ଴
Em 1 mol de quinina existem 20 mol C, 24 mol H, 2 mol N e 2 mol O. Fórmula molecular: C20H24N2O2.
Fórmula empírica: C10H12NO.
Grupo II
1.1
Opção (D).
2.1
Verdadeira: (C). Falsas: (A), (B) e (D). Correção das falsas: (A) O composto V. é um éter. (B) O composto VII. é uma
cetona. (D) As fórmulas moleculares de II. e V. são iguais. São isómeros de função.
I. Metilamina. III. Propanal.
Afirmação (D). As restantes são incorretas porque: (A) Os compostos III. e VII. são isómeros de função. (B) e (C) Os
compostos II. e VI. não são isómeros porque têm diferentes fórmulas moleculares. O mesmo se passa com os
compostos IV. e VI.
Afirmação (B). As restantes estão incorretas porque: (A) Estes compostos são isómeros de função. (C) Os alcenos ao
sofrerem uma hidrogenação originam alcanos com igual número de átomos de carbono. (D) A hidratação de um
alcino em meio ácido origina um aldeído.
2.2
2.3
3.1
1.2 É igual.
1.3 n =
௠
ெ
ଵସ,଴ଵ
՜n=
= 1,00 mol N. n =
ଵ଺,଴଴
4.2
4.3
ଵ,଴଴଼
= 12,02 mol H. n =
ଵସ,଴ଵ
n=
ଵଶ,଴ଵ
= 10,0 mol C. n =
ଵଶ,ଵଶ
4.1
ଶ,଼ହ
ଶ଼଺,ସସ
ଵ଺,଴଴
= 1,00 mol O.
о2
= 1,0 × 10 mol vitamina C.
3.2
4.
5.1
Afirmação (C). As restantes estão incorretas porque: (A) Numa reação de adição reagem duas moléculas entre si para
originarem uma só molécula como produto da reação. (B) Numa reação de esterificação, os reagentes são álcoois e
ácidos carboxílicos. (D) As reações de combustão são reações de oxidação-redução.
i) CH‫ؠ‬CH + 2 Br2 ื CHBr2–CHBr2 ii) CH2=CH2 + H2O ื CH3CH2OH
5.2 i) Halogenação. ii) Hidratação.
Questões laterais – Manual
Página 211
ͻ a) I. Três átomos de carbono. Duas ligações covalentes simples C–C.
II. Três átomos de carbono. Uma ligação
covalente tripla C‫ؠ‬C e uma ligação covalente simples C–C. III. Cinco átomos de carbono. Uma ligação covalente
tripla C‫ؠ‬C, uma ligação covalente dupla C=C e duas ligações covalentes simples C–C.
b) I. Propano. II. Propino. III. Pent-2-en-4-ino.
Página 213
ͻ A fórmula geral dos alcanos é CnH2n+2. Assim, C31H64.
Página 214
ͻ a) Butano.
b) 2,2-Dimetilpentano.
Página 215
ͻ 1,1-Dimetilciclopropano.
Página 217
ͻ Propeno.
ͻ CH3–CH=CH–CH2–CH3
ͻ 3,4-Dimetilpent-2-ino.
Página 222
ͻ Etilbenzeno.
ͻ
Página 224
о1 ଷସ,଴ଶ
ͻ M(HO) = 1,008 + 16,00 = 17,01 g mol ;
= 2. A fórmula molecular é H2O2.
ଵ଻,଴ଵ
Página 227
ͻ
Página 229
ͻ
a)
b)
c)
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191
Módulo Q7
Página 230
ͻ Butanoato de pentilo.
Página 233
ͻ Afirmação (D). I e II são isómeros de função porque possuem igual fórmula molecular; I é uma cetona e II é um aldeído
com igual número de átomos de carbono.
Página 238
ͻ ¨n.o.(C) = +4 – ;оϮͿснϲ͖¨Ŷ͘Ž͘;KͿсоϮ– ;ϬͿсоϮ͘KĐŽƌƌĞǀĂƌŝĂĕĆŽŶŽƐŶƷŵĞƌŽƐĚĞŽdžŝĚĂĕĆŽĚŽĐĂƌďŽŶŽ(oxida-se) e do
oxigénio (reduz-se).
Questões teórico-práticas
Atividade Laboratorial 1 (Manual)
1.
Na glicose, o grupo aldeído; na frutose, o grupo cetona.
2.
São isómeros porque possuem a mesma fórmula molecular.
3.
Açúcar redutor, como se pode comprovar pelos testes com o licor de Fehling e com o reagente de Tollens.
4.
Agentes oxidantes.
Atividade Laboratorial 2 (CAP)
1.
É verdade, pois a obtenção de negro de fumo na AL 2A prova que o naftaleno tem carbono na sua constituição.
2.1 O óxido de cobre (II), CuO, funciona como agente oxidante.
о2
2.2 m = n × M ՜ m = 2,0 × 10 × 128,16 = 2,6 g C10H8.
2.3
ଵ ୫୭୪ େభబ ୌఴ
ଵ଴ ୫୭୪ େ୓మ
=
ଶ,଴ × ଵ଴షమ ୫୭୪ େభబ ୌఴ
௡
о1
֞ n = 2,0 × 10 mol CO2;
ଵ ୫୭୪ େ୓మ
ଶଶ,ସ ୢ୫య
=
ଶ,଴ × ଵ଴షభ ୫୭୪ େ୓మ
௏
3
֞ V = 4,48 dm CO2.
A reação entre a solução aquosa de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2 (aq), e o dióxido de carbono, CO2 (g), origina a
formação de um sal muito pouco solúvel em água, o carbonato de cálcio, CaCO3 (s).
Atividade Laboratorial 3 (CAP)
2.4
1.1
1.2
m(CaC2) = mamostra оmimpurezas ՜ m(CaC2) = 5,0 – 5,0 × 0,25 = 3,75 g CaC2; n =
ସ଴ ୥୭୲ୟୱ ୢୣ ž୥୳ୟ
ଶହ ୥୭୲ୟୱ ୢୣ ž୥୳ୟ
=
ଶ ୫୐
௠
ଵ,ଶହ
ெ
ଵ଼,଴ଶ
՜n=
௏
ெ
՜n=
ଷ,଻ହ
଺ସ,ଵ଴
о2
= 5,85 × 10 mol CaC2.
֞ V = 1,25 mL; mágua = ʌágua × Vágua ՜ mágua = 1,0 × 1,25 = 1,25 g.
–2
= 6,9 × 10 mol H2O. CaC2:
1.3
n=
1.4
Se o rendimento fosse de 100%:
–2
௠
ଶ ୫୭୪ ୌమ ୓
ଵ ୫୭୪ େమ ୌమ
=
ହ,଼ହ × ଵ଴షమ
௡
–2
= 5,85 × 10 ; H2O:
ଵ
଺,ଽ × ଵ଴షమ ୫୭୪ ୌమ ୓
଺,ଽ × ଵ଴షమ
ଶ
о2
= 3,5 × 10 . CaC2 está em excesso.
–2
֞ n = 3,5 × 10 mol C2H2.
–2
–2
3
Como ɻ = 80%: n = 3,5 × 10 × 0,80 = 2,8 × 10 mol C2H2. V = n × Vm ՜ V = 2,8 × 10 × 22,4 = 0,63 dm C2H2.
2.
O acetileno é uma substância apolar, a acetona é ligeiramente polar e a água é uma substância polar. Como tal, a
solubilidade do acetileno é maior em acetona do que em água.
3.
A adição de fenolftaleína torna carmim o resíduo que permanece no interior do frasco, o que revela o caráter básico
deste resíduo, que contém hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, formado no decurso da reação de síntese do acetileno.
Atividade Laboratorial 4 (CAP)
1.
Considera-se que 100 mL de solução têm aproximadamente 100 g.
ଵ଴଴ ୥ ୢୣ ୱ୭୪୳­ ୭
=
ଵ଴ ୥ ୢୣ ୱ୭୪୳­ ୭
ଵ଴ ୥ ୒ୟ୓ୌ
௠
ଵ଴଴ ୥ ୢୣ ୱ୭୪୳­ ୭
ଵ଴ ୥ ୢୣ ୱ୭୪୳­ ୭
=
ହ ୥ ୅୥୒୓య
௠
֞ m = 0,5 g AgNO3.
֞ m = 1,0 g NaOH.
2.
O licor de Fehling e o reagente de Tollens são agentes oxidantes e identificam a presença de substâncias redutoras
que possuem o grupo funcional aldeído, como o etanal e a glicose, ou o grupo funcional cetona, como a frutose.
Atividade Laboratorial 5 (CAP)
1.
A esterificação é uma reação de condensação porque a partir de duas moléculas de menor dimensão (um ácido
carboxílico e um álcool) obtém-se uma molécula maior (éster) e outra de menores dimensões (geralmente água).
2.
Afirmação (D).
3.
A mistura é decantada porque se forma uma mistura heterogénea com duas fases líquidas.
4.
O ácido sulfúrico funciona como catalisador.
5.1
%(V/V) =
n=
5.2
192
௠
ெ
௏౩౥ౢ౫౪౥
௏౩౥ౢ౫­
՜n=
౥
× 100 ՜ 90 =
ଷ଺
ସ଺,଴଻
௏౩౥ౢ౫౪౥
ହ଴
× 100 ֞ Vsoluto = 45 mL CH3CH2OH. m = ʌ × V ՜ m = 0,8 × 45 = 36 g CH3CH2OH.
о3
= 0,78 mol CH3CH2OH. n = c × V ՜ n = 2,5 × 50 × 10 = 0,125 mol CH3COOH. De acordo com a
estequiometria da reação, como 1 mol de CH3CH2OH reagem com 1 mol de CH3COOH o reagente limitante é o
CH3COOH.
De acordo com a estequiometria de reação, 1 mol de CH3COOH origina 1 mol de CH3COOCH2CH3. Se o rendimento fosse
–2
100%, obter-se-ia 0,125 mol de CH3COOCH2CH3. Como ɻ = 64%: n = 0,125 × 0,64 = 8,0 × 10 mol CH3COOCH2CH3.
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