(10) Física e Química a - Eu e a Química - Guia Do Professor

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Dossiêdo Professor

Física e Química A

Química 10.° ano

Cristina Celina SilvaCarlos CunhaMiguel Vieira

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

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O projeto Eu e a Química 10 privilegia uma metodologia de ensino centrada nos alunos e na liberdade pedagógica do professor.

O conjunto Manual + Caderno de Laboratório constitui, essencialmente, o ponto de partida para a abordagem dos conteúdos, podendo usar-se e/ou adaptar-se os recursos pedagógi-cos que aí se propõem e, ainda, complementá-los com os incluídos nos restantes compo-nentes do projeto: Caderno de Atividades, À Prova de Exame, Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Dossiê do Professor e e-Manual Premium.

Este Dossiê do Professor pretende ser mais um complemento de suporte ao trabalho do professor. Todos os materiais e recursos didáticos que o compõem vão ao encontro das reais necessidades dos professores e são disponibilizados em formato editável (no e-Manual Premium), permitindo a personalização dos mesmos por cada docente.

Este dossiê está organizado em três secções:

1. Planificações:

– Articulação curricular vertical (documento que faz a articulação dos pré-requisitos essenciais abordados no 3.° Ciclo do Ensino Básico com os assuntos a lecionar nos 21 módulos de Química de 10.° ano)

– Planificação a longo prazo (toda a componente de Química – 35 semanas)

– Planificações por domínio (2 documentos)

– Planificações por módulo (21 documentos)

2. Testes:

– Teste Diagnóstico (avaliação dos pré-requisitos essenciais à exploração dos conteú-dos de Química de 10.° ano)

– Testes de Avaliação (3 testes por cada domínio e 2 testes globais de Química)

– Todos os testes são acompanhados das respetivas matrizes, cotações, critérios de correção e grelhas de classificação

3. Grelhas de registo: de observação de aula, de observação da atividade laboratorial, de trabalhos de casa, de avaliação de trabalhos escritos, ficha de autoavaliação do aluno

Assim, os autores deste projeto desejam que a diversidade de materiais apresentados neste Dossiê de Professor, em articulação com os existentes nos restantes componentes, permita ao professor promover uma ação pedagógica marcada pela diversidade, abertura e flexibilidade necessárias ao acompanhamento das aprendizagens efetivas dos seus alunos, em diferentes contextos escolares e com diferentes perfis.

Bom trabalho e muitos sucessos!

Os autores

Ao professor

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Índice

Articulação curricular vertical 6

Planificação a longo prazo 15

Planificações por domínio 16

Planificações por módulo 24

Planificações

Teste Diagnóstico 68

Domínio 1 Elementos químicos e sua organização

Teste de Avaliação 1 76



Domínio 2 Propriedades e transformações da matériaTeste de Avaliação 4 97



Teste de Avaliação Global 1 119

Teste de Avaliação Global 2 128

Testes

Grelha de observação de aula 138

Grelha de observação da atividade laboratorial 139

Grelha de registo de trabalhos de casa 140

Grelha de avaliação de trabalhos escritos 141

Ficha de autoavaliação do aluno 142

Anexos

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Planificações

Articulação curricular vertical

Planificação a longo prazo

Planificações por domínio

Planificações por módulo


Articulação curricular vertical – Pré-requisitos de FQ do Ensino Básico

6


Programa e Metas Curricularesde Química de 10.° ano

Metas Curriculares do 3.° Ciclo do Ensino Básico

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Módulo Ano Domínio Subdomínio Metas Curriculares

M1 1.1. Ordens de grandeza e escalas de comprimento

7.° ano

Espaço Distâncias no Universo

Converter medidas de distância e de tempo às respetivas unidades do SI. Representar números grandes com potências de base dez e ordená-los.

M2 1.2. Dimensões à escala atómica

8.° ano

Reações químicas

Explicação e representação de reações químicas

Descrever a constituição dos átomos com base em partículas mais pequenas (protões, neutrões e eletrões) e concluir que são eletricamente neutros.

9.° ano

Classificação dos materiais

Estrutura atómica

Identificar marcos importantes na história do modelo atómico. Descrever o átomo como o conjunto de um núcleo (formado por protões e neutrões) e de eletrões que se movem em torno do núcleo. Relacionar a massa das partículas constituintes do átomo e concluir que é no núcleo que se concentra quase toda a massa do átomo.

M3 1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa média

8.° ano

Reações químicas


Indicar que existem diferentes tipos de átomos e que átomos do mesmo tipo são de um mesmo elemento químico, que se representa por um símbolo químico universal.

9.° ano


Estrutura atómica

Indicar que os átomos dos diferentes elementos químicos têm diferente número de protões. Definir número atómico (Z) e número de massa (A). Concluir qual é a constituição de um certo átomo, partindo do seu número atómico e número de massa, e relacioná-la com a representação simbólica. Explicar o que é um isótopo e interpretar o contributo dos vários isótopos para o valor da massa atómica relativa do elemento químico correspondente.

M4 1.4. Quantidade de matéria e massa molar

8.° ano

Reações químicas


Descrever a composição qualitativa e quantitativa de moléculas a partir de uma fórmula química e associar essa fórmula à representação da substância e da respetiva unidade estrutural. Classificar as substâncias em elementares ou compostas a partir dos elementos constituintes, das fórmulas químicas e, quando possível, do nome das substâncias.

AL1.1 Volume e número de moléculas de uma gota de água

7.° ano

Materiais Propriedades físicas e químicas dos materiais

Indicar que o valor da massa volúmica da água à temperatura ambiente e pressão normal é cerca de 1 g/cm3.

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M5 1.5. Fração molar e fração mássica

8.° ano

Reações químicas


Definir molécula como um grupo de átomos ligados entre si. Descrever a composição qualitativa e quantitativa de moléculas a partir de uma fórmula química e associar essa fórmula à representação da substância e da respetiva unidade estrutural. Classificar as substâncias em elementares ou compostas a partir dos elementos constituintes, das fórmulas químicas e, quando possível, do nome das substâncias.

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M6 2.1. Espetros contínuos e descontínuos

8.° ano

Luz Ondas de luz e sua propagação

Distinguir, no conjunto dos vários tipos de luz (espetro eletromagnético), a luz visível da luz não visível. Associar escuridão e sombra à ausência de luz visível e penumbra à diminuição de luz visível por interposição de um objeto. Dar exemplos de objetos tecnológicos que emitem ou recebem luz não visível e concluir que a luz transporta energia e, por vezes, informação. Indicar que a luz, visível e não visível, é uma onda (onda eletromagnética ou radiação eletromagnética). Associar à luz as seguintes grandezas características de uma onda num dado meio: período, frequência e velocidade de propagação. Identificar luz de diferentes frequências no espetro eletromagnético, nomeando os tipos de luz e ordenando-os por ordem crescente de frequências, e dar exemplos de aplicações no dia a dia. Indicar que a velocidade máxima com que a energia ou a informação podem ser transmitidas é a velocidade da luz no vácuo, uma ideia proposta por Einstein.

M7 2.2. O modelo atómico de Bohr

9.° ano


Estrutura atómica

Associar a nuvem eletrónica de um átomo isolado a uma forma de representar a probabilidade de encontrar eletrões em torno do núcleo e indicar que essa probabilidade é igual para a mesma distância ao núcleo, diminuindo com a distância. Associar o tamanho dos átomos aos limites convencionados da sua nuvem eletrónica.

AL1.2 Teste de chama

7.° ano


Descrever os resultados de testes químicos simples para detetar substâncias (…) a partir da sua realização laboratorial.

M8 2.3. Espetro do átomo de hidrogénio

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M9 2.4. Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica

9.° ano


Estrutura atómica

Indicar que os eletrões de um átomo não têm, em geral, a mesma energia e que só determinados valores de energia são possíveis. Indicar que, nos átomos, os eletrões se distribuem por níveis de energia caracterizados por um número inteiro. Escrever as distribuições eletrónicas dos átomos dos elementos (Z ≤ 20) pelos níveis de energia, atendendo ao princípio da energia mínima e às ocupações máximas de cada nível de energia. Definir eletrões de valência, concluindo que estes estão mais afastados do núcleo. Indicar que os eletrões de valência são responsáveis pela ligação de um átomo com outros átomos e, portanto, pelo comportamento químico dos elementos. Relacionar a distribuição eletrónica de um átomo (Z ≤ 20) com a do respetivo ião mais estável.

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M10 3.1. Evolução histórica da Tabela Periódica

9.° ano


Propriedades dos materiais e Tabela Periódica

Identificar contributos de vários cientistas para a evolução da Tabela Periódica até à atualidade.

M11 3.2. Estrutura da Tabela Periódica

9.° ano



Identificar a posição dos elementos químicos na Tabela Periódica a partir da ordem crescente do número atómico e definir período e grupo. Determinar o grupo e o período de elementos químicos (Z ≤ 20) a partir do seu valor de Z ou conhecendo o número de eletrões de valência e o nível de energia em que estes se encontram. Identificar, na Tabela Periódica, elementos que existem na natureza próxima de nós e outros que na Terra só são produzidos artificialmente. Identificar, na Tabela Periódica, os metais e os não metais. Identificar, na Tabela Periódica, elementos pertencentes aos grupos dos metais alcalinos, metais alcalinoterrosos, halogéneos e gases nobres.

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M12 3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativos

9.° ano



Distinguir informações na Tabela Periódica relativas a elementos químicos (número atómico, massa atómica relativa) e às substâncias elementares correspondentes (ponto de fusão, ponto de ebulição e massa volúmica). Distinguir, através de algumas propriedades físicas (condutividade elétrica, condutibilidade térmica, pontos de fusão e pontos de ebulição) e químicas (reações dos metais e dos não metais com o oxigénio e reações dos óxidos formados com a água), duas categorias de substâncias elementares: metais e não metais. Explicar a semelhança de propriedades químicas das substâncias elementares correspondentes a um mesmo grupo (1, 2 e 17) atendendo à sua estrutura atómica. Justificar a baixa reatividade dos gases nobres. Justificar, recorrendo à Tabela Periódica, a formação de iões estáveis a partir de elementos químicos dos grupos 1 (lítio, sódio e potássio), 2 (magnésio e cálcio), 16 (oxigénio e enxofre) e 17 (flúor e cloro).

AL1.3 Densidade relativa de metais

7.° ano


Definir massa volúmica (também denominada densidade) de um material e efetuar cálculos com base na definição. Descrever técnicas básicas para determinar a massa volúmica que envolvam medição direta do volume de um líquido ou medição indireta do volume de um sólido (usando as respetivas dimensões ou por deslocamento de um líquido). Medir a massa volúmica de materiais sólidos e líquidos usando técnicas laboratoriais básicas. Indicar que o valor da massa volúmica da água à temperatura ambiente e pressão normal é cerca de 1 g/cm3. Identificar o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a massa volúmica como propriedades físicas características de uma substância, constituindo critérios para avaliar a pureza de um material.

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Domínio 2 Propriedades e transformações da matéria



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M13 1.1. Tipos de ligações químicas

8.° ano

Reações químicas


Definir molécula como um grupo de átomos ligados entre si. Descrever a composição qualitativa e quantitativa de moléculas a partir de uma fórmula química e associar essa fórmula à representação da substância e da respetiva unidade estrutural. Classificar as substâncias em elementares ou compostas a partir dos elementos constituintes, das fórmulas químicas e, quando possível, do nome das substâncias. Definir ião como um corpúsculo com carga elétrica positiva (catião) ou negativa (anião) que resulta de um átomo ou grupo de átomos que perdeu ou ganhou eletrões e distinguir iões monoatómicos de iões poliatómicos. Indicar os nomes e as fórmulas de iões mais comuns (Na+, K+, Ca2 +, Mg2 +, AL3 +, NH4

+, CL-, SO42 -, NO3

-, CO32 -, PO4

3 -, OH-, O2 -). Escrever uma fórmula química a partir do nome de um sal ou indicar o nome de um sal a partir da sua fórmula química.

9.° ano


Ligação química

Indicar que os átomos estabelecem ligações químicas entre si formando moléculas (com dois ou mais átomos) ou redes de átomos. Associar ligação iónica à ligação entre iões de cargas opostas, originando substâncias formadas por redes de iões. Associar ligação metálica à ligação que se estabelece nas redes de átomos de metais em que há partilha de eletrões de valência deslocalizados.

M14 1.2. Ligação covalente

9.° ano


Ligação química

Associar a ligação covalente à partilha de pares de eletrões entre átomos e distinguir ligações covalentes simples, duplas e triplas. Representar as ligações covalentes entre átomos de elementos químicos não metálicos usando a notação de Lewis e a regra do octeto. Associar a ligação covalente à ligação entre átomos de não metais quando estes formam moléculas ou redes covalentes, originando, respetivamente, substâncias moleculares e substâncias covalentes. Dar exemplos de substâncias covalentes e de redes covalentes de substâncias elementares com estruturas e propriedades diferentes (diamante, grafite e grafenos).

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Identificar o carbono como um elemento químico que entra na composição dos seres vivos, existindo nestes uma grande variedade de substâncias onde há ligações covalentes entre o carbono e elementos como o hidrogénio, o oxigénio e o nitrogénio. Definir o que são hidrocarbonetos e distinguir hidrocarbonetos saturados de insaturados. Indicar que nas estruturas de Lewis dos hidrocarbonetos o número de pares de eletrões partilhados pelo carbono é quatro, estando todos estes pares de eletrões envolvidos nas ligações que o átomo estabelece. Identificar, a partir de informação selecionada, as principais fontes de hidrocarbonetos, evidenciando a sua utilização na produção de combustíveis e de plásticos.

M15 1.3. Ligações intermoleculares

7.° ano

Materiais Substâncias e misturas

Classificar uma mistura pelo aspeto macroscópico em mistura homogénea ou heterogénea e dar exemplos de ambas. Distinguir líquidos miscíveis de imiscíveis.AL2.1 Miscibilidade

de líquidos

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M16 2.1. Lei de Avogadro, volume molar e massa volúmica

7.° ano


Definir massa volúmica (também denominada densidade) de um material e efetuar cálculos com base na definição. Descrever técnicas básicas para determinar a massa volúmica que envolvam medição direta do volume de um líquido ou medição indireta do volume de um sólido (usando as respetivas dimensões ou por deslocamento de um líquido). Medir a massa volúmica de materiais sólidos e líquidos usando técnicas laboratoriais básicas. Indicar que o valor da massa volúmica da água à temperatura ambiente e pressão normal é cerca de 1 g/cm3. Identificar o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a massa volúmica como propriedades físicas características de uma substância, constituindo critérios para avaliar a pureza de um material. Identificar amostras desconhecidas recorrendo a valores tabelados de pontos de fusão, pontos de ebulição e massa volúmica.

8.° ano

Reações químicas


Relacionar, para a mesma quantidade de gás, variações de temperatura, de pressão ou de volume, mantendo, em cada caso, constante o valor de uma destas grandezas.

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M17 2.2. Soluções, coloides e suspensões

7.° ano


Indicar que os materiais são constituídos por substâncias que podem existir isoladas ou em misturas. Classificar materiais como substâncias ou misturas a partir de descrições da sua composição, designadamente em rótulos de embalagens. Distinguir o significado de material “puro” no dia a dia e em Química (uma só substância). Concluir que a maior parte dos materiais que nos rodeiam são misturas. Classificar uma mistura pelo aspeto macroscópico em mistura homogénea ou heterogénea e dar exemplos de ambas. Distinguir líquidos miscíveis de imiscíveis. Indicar que uma mistura coloidal parece ser homogénea quando observada macroscopicamente, mas que, quando observada ao microscópio ou outros instrumentos de ampliação, mostra-se heterogénea. Concluir, a partir de observação, que, em certas misturas coloidais, se pode ver o trajeto da luz visível.

M18 2.3. Composição quantitativa de soluções

7.° ano


Associar o termo solução à mistura homogénea (sólida, líquida ou gasosa), de duas ou mais substâncias, em que uma se designa por solvente e a(s) outra(s) por soluto(s). Identificar o solvente e o(s) soluto(s), em soluções aquosas e alcoólicas, a partir de rótulos de embalagens de produtos (soluções) comerciais. Distinguir composições qualitativa e quantitativa de uma solução. Associar a composição quantitativa de uma solução à proporção dos seus componentes. Associar uma solução mais concentrada àquela em que a proporção soluto- -solvente é maior e uma solução mais diluída àquela em que essa proporção é menor. Definir a concentração, em massa, e usá-la para determinar a composição quantitativa de uma solução.

AL2.2 Soluções a partir de solutos sólidos

7.° ano


Identificar material e equipamento de laboratório mais comum, regras gerais de segurança e interpretar sinalização de segurança em laboratórios. Identificar pictogramas de perigo usados nos rótulos das embalagens de reagentes de laboratório e de produtos comerciais.

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Selecionar material de laboratório adequado para preparar uma solução aquosa a partir de um soluto sólido. Identificar e ordenar as etapas necessárias à preparação, em laboratório, de uma solução aquosa, a partir de um soluto sólido. Preparar laboratorialmente uma solução aquosa com uma determinada concentração, em massa, a partir de um soluto sólido.

M19 2.4. Diluição de soluções aquosas

7.° ano


Concluir que adicionar mais solvente a uma solução significa diluí-la.

AL2.3 Diluição de soluções

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M20 3.1. Energia de ligação e reações químicas

7.° ano

Materiais Transformações físicas e químicas

Associar transformações químicas à formação de novas substâncias, identificando provas dessa formação. Identificar, no laboratório ou no dia a dia, transformações químicas. Distinguir reagentes de produtos de reação e designar uma transformação química por reação química. Descrever reações químicas usando linguagem corrente e representá-las por “equações” de palavras.

8.° ano

Reações químicas


Concluir, a partir de representações de modelos de átomos e moléculas, que nas reações químicas há rearranjos dos átomos dos reagentes que conduzem à formação de novas substâncias, conservando-se o número total de átomos de cada elemento. Indicar o contributo de Lavoisier para o estudo das reações químicas. Verificar, através de uma atividade laboratorial, o que acontece à massa total das substâncias envolvidas numa reação química em sistema fechado. Concluir que, numa reação química, a massa dos reagentes diminui e a massa dos produtos aumenta, conservando-se a massa total, associando este comportamento à lei da conservação da massa (lei de Lavoisier). Representar reações químicas através de equações químicas, aplicando a lei da conservação da massa.

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M21 3.2. Reações fotoquímicas na atmosfera

7.° ano

Materiais Transformações físicas e químicas

Identificar, no laboratório ou no dia a dia, ações que levam à ocorrência de transformações químicas: aquecimento, ação mecânica, ação da eletricidade ou incidência de luz.

8.° ano

Reações químicas


Concluir, a partir de representações de modelos de átomos e moléculas, que nas reações químicas há rearranjos dos átomos dos reagentes que conduzem à formação de novas substâncias, conservando-se o número total de átomos de cada elemento. Indicar o contributo de Lavoisier para o estudo das reações químicas. Verificar, através de uma atividade laboratorial, o que acontece à massa total das substâncias envolvidas numa reação química em sistema fechado. Concluir que, numa reação química, a massa dos reagentes diminui e a massa dos produtos aumenta, conservando-se a massa total, associando este comportamento à lei da conservação da massa (lei de Lavoisier). Representar reações químicas através de equações químicas, aplicando a lei da conservação da massa.

Velocidade das reações químicas

Identificar a influência que a luz pode ter na velocidade de certas reações químicas, justificando o uso de recipientes escuros ou opacos na proteção de alimentos, medicamentos e reagentes.

AL2.4 Reação fotoquímica

8.° ano

Reações químicas


Concluir que certos sais são muito solúveis ao passo que outros são pouco solúveis em água. Classificar como reações de precipitação as reações em que ocorre a formação de sais pouco solúveis em água (precipitados). Representar reações de precipitação, realizadas em atividades laboratoriais, por equações químicas.


Identificar a influência que a luz pode ter na velocidade de certas reações químicas, justificando o uso de recipientes escuros ou opacos na proteção de alimentos, medicamentos e reagentes.

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Planificação a longo prazo

Gestão global de tempos letivos

O Programa de Física e Química A, em vigor a partir do ano letivo 2015-2016, está elaborado atendendo a uma carga letiva mínima semanal de 315 minutos (7 unidades de 45 minutos) e má-xima de 350 minutos (7 unidades de 50 minutos). O mesmo documento apresenta uma gestão do tempo letivo organizado em três aulas semanais (2 * 90 minutos + 1 * 135 minutos por semana ou 2 * 100 minutos + 1 * 150 minutos por semana). Assim, neste documento o número de aulas refere-se a aulas de 90 (ou 100) minutos e 135 (ou 150) minutos.

O ano letivo apresenta em média 35 semanas, das quais 17,5 semanas serão dedicadas à le-cionação de conteúdos programáticos e atividades prático-laboratoriais (53 aulas).

Distribuição do número de aulas por domínio e subdomínio

Aulas previstas N.° de aulas

Aula para apresentação 1

Aulas para avaliação diagnóstica, correção e discussão 2

Aulas para avaliação formativa, correção e discussão 3

Aulas para avaliação sumativa, correção e discussão 6

Aulas para autoavaliação 1

Aulas para lecionação de conteúdos programáticos e atividades prático-laboratoriais (resolução e correção de exercícios e problemas e exploração das atividades laboratoriais) 40

TOTAL 53

Domínio Subdomínio N.° de aulas

D1 Elementos químicos e sua organização

SD1 Massa e tamanho dos átomos 5

SD2 Energia dos eletrões nos átomos 8

SD3 Tabela Periódica 4

D2 Propriedades e transformações da matéria

SD1 Ligação química 10

SD2 Gases e dispersões 8

SD3 Transformações químicas 5

TOTAL 40

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Objetivo geral Conteúdos Módulo Metas Curriculares N.° de aulas

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Consolidar e ampliar conhecimentos sobre elementos químicos e dimensões à escala atómica.

Ordens de grandeza e escalas de comprimento Dimensões à escala atómica Massa isotópica e massa atómica relativa média Quantidade de matéria e massa molar Fração molar e fração mássica


M1 1.1. Ordens de grandeza e escalas de comprimento

Determinar a ordem de grandeza de um número relacionando tamanhos de diferentes estruturas na Natureza (por exemplo, célula, ser humano, Terra e Sol) numa escala de comprimentos. Associar a nanotecnologia à manipulação da matéria à escala atómica e molecular e identificar algumas das suas aplicações com base em informação selecionada.

1


Comparar ordens de grandeza de distâncias e tamanhos à escala atómica, por exemplo, de imagens de microscopia de alta resolução, justificando o uso de unidades adequadas.

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M3 1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa média

Descrever a constituição de átomos com base no número atómico, no número de massa e na definição de isótopos. Indicar que o valor de referência usado como padrão para a massa relativa dos átomos e das moléculas é 1/12 da massa do átomo de carbono-12. Interpretar o significado de massa atómica relativa média e calcular o seu valor a partir de massas isotópicas, justificando a proximidade do seu valor com a massa do isótopo mais abundante.

1

M4 1.4. Quantidade de matéria e massa molar

Identificar a quantidade de matéria como uma das grandezas do Sistema Internacional (SI) de unidades e caracterizar a sua unidade, mole, com referência ao número de Avogadro de entidades. Relacionar o número de entidades numa dada amostra com a quantidade de matéria nela presente, identificando a constante de Avogadro como constante de proporcionalidade. Calcular massas molares a partir de tabelas de massas atómicas relativas (médias). Relacionar a massa de uma amostra e a quantidade de matéria com a massa molar.

2


Determinar composições quantitativas em fração molar e em fração mássica e relacionar estas duas grandezas.

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Reconhecer que a energia dos eletrões nos átomos pode ser alterada por absorção ou emissão de energias bem definidas, correspondendo a cada elemento um espetro atómico característico e que os eletrões nos átomos se podem considerar distribuídos por níveis e subníveis de energia.

Espetros contínuos e descontínuos O modelo atómico de Bohr Transições eletrónicas Quantização de energia Espetro do átomo de hidrogénio Energia de remoção eletrónica Modelo quântico do átomo – níveis e subníveis – orbitais (s, p e d) – spin Configuração eletrónica de átomos– Princípio da

Construção (ou de Aufbau)

– Princípio da Exclusão de Pauli


M6 2.1. Espetros contínuos e descontínuos

Indicar que a luz (radiação eletromagnética ou onda eletromagnética) pode ser detetada como partículas de energia (fotões), sendo a energia de cada fotão proporcional à frequência dessa luz. Identificar luz visível e não visível de diferentes frequências no espetro eletromagnético, comparando as energias dos respetivos fotões. Distinguir tipos de espetros: descontínuos e contínuos; de absorção e de emissão. Comparar espetros de absorção e de emissão de elementos químicos, concluindo que são característicos de cada elemento.

1,5

M7 2.2. O modelo atómico de Bohr

Interpretar o espetro de emissão do átomo de hidrogénio através da quantização da energia do eletrão, concluindo que esse espetro resulta de transições eletrónicas entre níveis energéticos. Identificar a existência de níveis de energia bem definidos e a ocorrência de transições de eletrões entre níveis por absorção ou emissão de energias bem definidas como as duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que prevalecem no modelo atómico atual. Indicar que a energia dos eletrões nos átomos inclui o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo, por as suas cargas serem de sinais contrários, e das repulsões entre os eletrões, por as suas cargas serem do mesmo sinal. Identificar, a partir de informação selecionada, algumas aplicações da espetroscopia atómica (por exemplo, identificação de elementos químicos nas estrelas, determinação de quantidades vestigiais em química forense).

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Associar a existência de níveis de energia à quantização da energia do eletrão no átomo de hidrogénio e concluir que esta quantização se verifica para todos os átomos. Associar cada série espetral do átomo de hidrogénio a transições eletrónicas com emissão de radiação nas zonas do ultravioleta, visível e infravermelho. Relacionar, no caso do átomo de hidrogénio, a energia envolvida numa transição eletrónica com as energias dos níveis entre os quais essa transição se dá.

2


Associar a nuvem eletrónica a uma representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo atómico, correspondendo as regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões. Indicar que os eletrões possuem, além de massa e carga, uma propriedade quantizada denominada spin que permite dois estados diferentes. Associar orbital atómica à função que representa a distribuição no espaço de um eletrão no modelo quântico do átomo. Identificar as orbitais atómicas s, p e d, com base em representações da densidade eletrónica que lhes está associada e distingui-las quanto ao número e à forma. Indicar que cada orbital pode estar associada, no máximo, a dois eletrões, com spin diferente, relacionando esse resultado com o princípio de Pauli. Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, que orbitais de um mesmo subnível np, ou nd, têm a mesma energia. Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, que átomos de elementos diferentes têm valores diferentes da energia dos eletrões. Interpretar valores de energia de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, concluindo que os eletrões se podem distribuir por níveis de energia e subníveis de energia. Estabelecer as configurações eletrónicas dos átomos, utilizando a notação spd, para elementos até Z = 23, atendendo ao Princípio da Construção, ao Princípio da Exclusão de Pauli e à maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas.

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Reconhecer na Tabela Periódica um meio organizador de informação sobre os elementos químicos e respetivas substâncias elementares e compreender que a estrutura eletrónica dos átomos determina as propriedades dos elementos.

Evolução histórica da Tabela Periódica Estrutura da Tabela Periódica: grupos, períodos e blocos Elementos representativos e de transição Famílias de metais e de não metais Propriedades periódicas dos elementos representativos – raio atómico – energia de ionização



Identificar marcos históricos relevantes no estabelecimento da Tabela Periódica atual. 0,5


Interpretar a organização da Tabela Periódica com base em períodos, grupos e blocos e relacionar a configuração eletrónica dos átomos dos elementos com a sua posição relativa na Tabela Periódica.

1


Identificar a energia de ionização e o raio atómico como propriedades periódicas dos elementos. Distinguir entre propriedades de um elemento e propriedades da(s) substância(s) elementar(es) correspondentes. Comparar raios atómicos e energias de ionização de diferentes elementos químicos com base nas suas posições relativas na Tabela Periódica. Interpretar a tendência geral para o aumento da energia de ionização e para a diminuição do raio atómico observados ao longo de um período da Tabela Periódica. Interpretar a tendência geral para a diminuição da energia de ionização e para o aumento do raio atómico observados ao longo de um grupo da Tabela Periódica. Explicar a formação dos iões mais estáveis de metais e de não metais. Justificar a baixa reatividade dos gases nobres.

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Domínio 2 Propriedades e transformações da matéria


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Compreender que as propriedades das moléculas e materiais são determinadas pelo tipo de átomos, pela energia das ligações e pela geometria das moléculas.

Tipos de ligações químicas Ligação covalente – estruturas de Lewis – energia de ligação e

comprimento de ligação

– polaridade das ligações– geometria molecular– polaridade das

moléculas– estruturas de

moléculas orgânicas e biológicas

Ligações intermoleculares– ligações de hidrogénio – ligações de van der

Waals (de London, entre moléculas polares e entre moléculas polares e apolares)

AL2.1 Miscibilidade de líquidos


Indicar que um sistema de dois ou mais átomos pode adquirir maior estabilidade através da formação de ligações químicas. Interpretar as interações entre átomos através das forças de atração entre núcleos e eletrões, forças de repulsão entre eletrões e forças de repulsão entre núcleos. Interpretar gráficos da energia em função da distância internuclear durante a formação de uma molécula diatómica identificando o predomínio das repulsões a curta distância e o predomínio das atrações a longas distâncias, sendo estas distâncias respetivamente menores e maiores do que a distância de equilíbrio. Indicar que os átomos podem partilhar eletrões formando ligações covalentes (partilha localizada de eletrões de valência), ligações iónicas (transferência de eletrões entre átomos originando estruturas com carácter iónico) e ligações metálicas (partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos). Associar as ligações químicas em que não há partilha significativa de eletrões a ligações intermoleculares.

1


Interpretar a ocorrência de ligações covalentes simples, duplas ou triplas em H2, N2, O2 e F2, segundo o modelo de Lewis. Representar, com base na regra do octeto, as fórmulas de estrutura de Lewis de moléculas como CH3, NH3, H2O e CO2. Relacionar o parâmetro ângulo de ligação nas moléculas CH4, NH3, H2O e CO2 com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência. Prever a geometria molecular, com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência, em moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

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Prever a relação entre as energias de ligação ou os comprimentos de ligação em moléculas semelhantes, com base na variação das propriedades periódicas dos elementos envolvidos nas ligações (por exemplo, H2O e H2S ou HCL e HBr). Indicar que as moléculas diatómicas homonucleares são apolares e que as moléculas diatómicas heteronucleares são polares, interpretando essa polaridade com base na distribuição de carga elétrica entre os átomos. Identificar ligações polares e apolares com base no tipo de átomos envolvidos na ligação. Indicar alguns exemplos de moléculas polares (H2O, NH3) e apolares (CO2, CH4). Identificar hidrocarbonetos saturados, insaturados e haloalcanos e, no caso de hidrocarbonetos saturados de cadeia aberta até 6 átomos de carbono, representar a fórmula de estrutura a partir do nome ou escrever o nome a partir da fórmula de estrutura. Interpretar e relacionar os parâmetros de ligação, energia e comprimento, para a ligação CC nas moléculas etano, eteno e etino. Identificar grupos funcionais (álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos e aminas) em moléculas orgânicas, biomoléculas e fármacos, a partir das suas fórmulas de estrutura.


Identificar ligações intermoleculares – de hidrogénio e de van der Waals – com base nas características das unidades estruturais. Relacionar a miscibilidade ou imiscibilidade de líquidos com as ligações intermoleculares que se estabelecem entre unidades estruturais.

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Reconhecer que muitos materiais se apresentam na forma de dispersões que podem ser caracterizadas quanto à sua composição.

Lei de Avogadro, volume molar e massa volúmica – soluções, coloides e

suspensões Composição quantitativa de soluções– concentração em

massa– concentração– percentagem em

volume e percentagem em massa

– partes por milhão Diluição de soluções aquosas




Definir volume molar e, a partir da Lei de Avogadro, concluir que tem o mesmo valor para todos os gases à mesma pressão e temperatura. Relacionar a massa de uma amostra gasosa e a quantidade de matéria com o volume molar, definidas as condições de pressão e temperatura. Relacionar a massa volúmica de uma substância gasosa com a sua massa molar e volume molar. Descrever a composição da troposfera terrestre, realçando N2 e O2 como os seus componentes mais abundantes.

1


Distinguir solução, dispersão coloidal e suspensão com base na ordem de grandeza da dimensão das partículas constituintes. Descrever a atmosfera terrestre como uma solução gasosa, na qual também se encontram coloides e suspensões de matéria particulada. Indicar poluentes gasosos na troposfera e identificar as respetivas fontes.

1,5


Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

4


Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.

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Compreender os fundamentos das reações químicas, incluindo reações fotoquímicas, do ponto de vista energético e da ligação química.

Energia de ligação e reações químicas– processos

endoenergéticos e exoenergéticos

– variação de entalpia Reações fotoquímicas na atmosfera– fotodissociação e

fotoionização– radicais livres e

estabilidade das espécies químicas

– ozono estratosférico



Interpretar uma reação química como resultado de um processo em que ocorre rutura e formação de ligações químicas. Interpretar a formação de ligações químicas como um processo exoenergético e a rutura como um processo endoenergético. Classificar reações químicas em exotérmicas ou em endotérmicas como aquelas que, num sistema isolado, ocorrem, respetivamente, com aumento ou diminuição de temperatura. Interpretar a energia da reação como o balanço energético entre a energia envolvida na rutura e na formação de ligações químicas, designá-la por variação de entalpia para transformações a pressão constante e interpretar o seu sinal (positivo ou negativo). Interpretar representações da energia envolvida numa reação química relacionando a energia dos reagentes e dos produtos e a variação de entalpia. Determinar a variação de entalpia de uma reação química a partir das energias de ligação e a energia de ligação a partir da variação de entalpia e de outras energias de ligação.

2


Identificar transformações químicas desencadeadas pela luz, designando-as por reações fotoquímicas. Distinguir fotodissociação de fotoionização e representar simbolicamente estes fenómenos. Interpretar fenómenos de fotodissociação e fotoionização na atmosfera terrestre envolvendo O2, O3 e N2, relacionando-os com a energia da radiação envolvida e com a estabilidade destas moléculas. Identificar os radicais livres como espécies muito reativas por possuírem eletrões desemparelhados. Interpretar a formação e destruição do ozono estratosférico, com base na fotodissociação de O2 e de O3, por envolvimento de radiações ultravioleta UVB e UVC, concluindo que a camada de ozono atua como um filtro dessas radiações. Explicar a formação dos radicais livres a partir dos clorofluorocarbonetos (CFC) tirando conclusões sobre a sua estabilidade na troposfera e efeitos sobre o ozono estratosférico. Indicar que o ozono na troposfera atua como poluente em contraste com o seu papel protetor na estratosfera.

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D1. Elementos químicos e sua organizaçãoSD1. Massa e tamanho dos átomos

1.1. Ordens de grandeza e escalas de comprimento M1Questão motivadoraComo caracterizar o infinitamente grande e o infinitamente pequeno?

Conteúdos Metas Curriculares

■ Ordens de grandeza ■ Escalas de comprimento ■ Macro, micro e nanoescala ■ A nanotecnologia

■ Determinar a ordem de grandeza de um número relacionando tamanhos de diferentes estruturas na Natureza (por exemplo, célula, ser humano, Terra e Sol) numa escala de comprimentos.

■ Associar a nanotecnologia à manipulação da matéria à escala atómica e molecular e identificar algumas das suas aplicações com base em informação selecionada.

Atividades propostas

Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 16 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 17 ■ Aplique o que aprendeu, questões 1 e 2.3 – págs. 38 e 39Caderno de Atividades:

■ Questões 1, 2 e 3 – págs. 6 e 7À Prova de Exame:

■ Questões indicadas na matriz de conteúdos – pág. 3

Recursos mobilizados

Manual – págs. 9 a 17 e-Manual PremiumCaderno de Atividades À Prova de ExamePowerPoint M1

Sugestões metodológicas:

1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar

eventuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos co-nhecimentos científicos a estudar, já abordados:

No 7.° ano – Domínio – Espaço – Subdomínio – Distâncias no Universo • Converter medidas de distância e de tempo às respetivas unidades do SI. • Representar números grandes com potências de base dez e ordená-los.

Assim, a partir do diagnóstico do nível de formulação inicial dos conceitos a estudar, será possível definir/aferir as estratégias mais adequadas para chegar ao nível de formulação desejado dos mesmos conceitos, indo ao encontro das metas referidas.

2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M1 em articulação com as infor-mações contidas no Manual e os recursos do e-Manual.

3. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo: • Solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao

longo do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável).

• Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o Diagrama de conteúdos que articula os co-nhecimentos científicos explorados neste módulo.

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4. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de:

ü Verifique o que aprendeu – pág. 17 do Manual

ü Aplique o que aprendeu, questões 1 e 2.3 – págs. 38 e 39 do Manual

ü Caderno de Atividades, questões 1, 2 e 3 – págs. 6 e 7

ü À Prova de Exame, questões indicadas na matriz de conteúdos – pág. 3

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1.2. Dimensões à escala atómica M2Questão motivadoraComo é constituída a matéria?


■ A natureza da matéria ■ Constituição do átomo

■ Comparar ordens de grandeza de distâncias e tamanhos à escala atómica, por exemplo, de imagens de microscopia de alta resolução, justificando o uso de unidades adequadas.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 21 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 22 ■ Aplique o que aprendeu, questões 2.1 e 2.2 – pág. 38Caderno de Atividades:

■ Questões 4 e 5 – pág. 7 À Prova de Exame:



Manual – págs. 18 a 22 e-Manual Premium Caderno de Atividades À Prova de Exame PowerPoint M2




No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas

• Descrever a constituição dos átomos com base em partículas mais pequenas (protões, neutrões e eletrões) e concluir que são eletricamente neutros.

No 9.° ano – Domínio – Classificação dos materiais – Subdomínio – Estrutura atómica

• Identificar marcos importantes na história do modelo atómico.

• Descrever o átomo como o conjunto de um núcleo (formado por protões e neutrões) e de eletrões que se movem em torno do núcleo.

• Relacionar a massa das partículas constituintes do átomo e concluir que é no núcleo que se concentra quase toda a massa do átomo.



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ü Aplique o que aprendeu, questões 2.1 e 2.2 – pág. 38 do Manual

ü Caderno de Atividades, questões 4 e 5 – pág. 7


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1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa média M3Questão motivadoraComo se determina a massa do átomo?


■ Elemento químico ■ Número atómico ■ Número de massa ■ Número de eletrões ■ Isótopos ■ Massa atómica relativa

■ Descrever a constituição de átomos com base no número atómico, no número de massa e na definição de isótopos.

■ Indicar que o valor de referência usado como padrão para a massa relativa dos átomos e das moléculas é 1/12 da massa do átomo de carbono-12.

■ Interpretar o significado de massa atómica relativa média e calcular o seu valor a partir de massas isotópicas, justificando a proximidade do seu valor com a massa do isótopo mais abundante.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 26 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 27 ■ Aplique o que aprendeu, questões 3, 4 e 5 – págs. 39 e 40 Caderno de Atividades:

■ Questões 6 e 7 – págs. 8 e 9 À Prova de Exame:







No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas

• Indicar que existem diferentes tipos de átomos e que átomos do mesmo tipo são de um mesmo elemento quí-mico, que se representa por um símbolo químico universal.

No 9.° ano – Domínio – Classificação dos materiais – Subdomínio – Estrutura atómica

• Indicar que os átomos dos diferentes elementos químicos têm diferente número de protões.

• Definir número atómico (Z) e número de massa (A).

• Concluir qual é a constituição de um certo átomo, partindo do seu número atómico e número de massa, e re-lacioná-la com a representação simbólica.

• Explicar o que é um isótopo e interpretar o contributo dos vários isótopos para o valor da massa atómica rela-tiva do elemento químico correspondente.


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ü Aplique o que aprendeu, questões 3, 4 e 5 – págs. 39 e 40 do Manual

ü Caderno de Atividades, questões 6 e 7 – págs. 8 e 9


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1.4. Quantidade de matéria e massa molar M4Questão motivadoraComo caracterizar uma quantidade de matéria?


■ Quantidade de matéria ■ Número de Avogadro ■ Número de partículas ■ Massa molar

■ Identificar a quantidade de matéria como uma das grandezas do Sistema Internacional (SI) de unidades e caracterizar a sua unidade, mole, com referência ao número de Avogadro de entidades.

■ Relacionar o número de entidades numa dada amostra com a quantidade de matéria nela presente, identificando a constante de Avogadro como constante de proporcionalidade.

■ Calcular massas molares a partir de tabelas de massas atómicas relativas (médias).

■ Relacionar a massa de uma amostra e a quantidade de matéria com a massa molar.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 31 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 32 ■ Aplique o que aprendeu, questões 6.1, 6.2, 6.3, 7.1, 7.2, 7.3 e 8 – págs. 40 e 41 Caderno de Atividades:

■ Questões 8, 9 e 10 – págs. 9 e 10 À Prova de Exame:

■ Questões indicadas na matriz de conteúdos – pág. 3Caderno de Laboratório:

■ Guião da AL 1.1 – págs. 8 a 10Caderno de Laboratório – Guia do Professor:

■ Exploração da AL 1.1 – págs. 66 a 71 ■ Questionário Laboratorial 1 – págs. 72 e 73


Manual – págs. 28 a 32 Caderno de Laboratório – págs. 8 a 10Caderno de Laboratório – Guia do Professor – págs. 66 a 73e-Manual Premium Caderno de Atividades À Prova de Exame PowerPoint M4Vídeo tutorial da AL 1.1




No 8.° ano – Domínio– Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas • Descrever a composição qualitativa e quantitativa de moléculas a partir de uma fórmula química e associar

essa fórmula à representação da substância e da respetiva unidade estrutural. • Classificar as substâncias em elementares ou compostas a partir dos elementos constituintes, das fórmulas

químicas e, quando possível, do nome das substâncias. No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Propriedades físicas e químicas dos materiais • Indicar que o valor da massa volúmica da água à temperatura ambiente e pressão normal é cerca de 1 g/cm3.


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3. Realização da atividade laboratorial AL 1.1 Volume e número de moléculas de uma gota de água: • Guião da AL 1.1 no Caderno de Laboratório – págs. 8 a 10.

De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeadamente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 1.1 presente no e-Manual.






ü Aplique o que aprendeu, questões 6.1, 6.2, 6.3, 7.1, 7.2, 7.3 e 8 – págs. 40 e 41 do Manual


ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 1 – págs. 72 e 73


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1.5. Fração molar e fração mássica M5Questão motivadoraComo determinar a composição quantitativa de um composto?


■ Fração molar ■ Fração mássica ■ Relação entre fração molar e fração mássica

■ Determinar composições quantitativas em fração molar e em fração mássica e relacionar estas duas grandezas.Atividades propostas

Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 36 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 37 ■ Aplique o que aprendeu, questões 6.4, 7.4 e 7.5 – págs. 40 e 41 Caderno de Atividades:

■ Questões 11, 12 e 13 – págs. 10 e 11 ■ Exercícios globalizantes – págs. 12 e 13 À Prova de Exame:







No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas • Definir molécula como um grupo de átomos ligados entre si. • Descrever a composição qualitativa e quantitativa de moléculas a partir de uma fórmula química e associar

essa fórmula à representação da substância e da respetiva unidade estrutural. • Classificar as substâncias em elementares ou compostas a partir dos elementos constituintes, das fórmulas

químicas e, quando possível, do nome das substâncias.



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ü Aplique o que aprendeu, questões 6.4, 7.4 e 7.5 – págs. 40 e 41 do Manual

ü Caderno de Atividades – Questões 11, 12 e 13 – págs. 10 e 11 – Exercícios globalizantes – págs. 12 e 13


Observações:

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D1. Elementos químicos e sua organização SD2. Energia dos eletrões nos átomos

2.1. Espetros contínuos e descontínuos M6Questão motivadoraSerá que os espetros são apenas uma curiosidade de laboratório?


■ Espetro eletromagnético ■ Espetros de emissão ■ Espetros de absorção

■ Indicar que a luz (radiação eletromagnética ou onda eletromagnética) pode ser detetada como partículas de energia (fotões), sendo a energia de cada fotão proporcional à frequência dessa luz.

■ Identificar luz visível e não visível de diferentes frequências no espetro eletromagnético, comparando as energias dos respetivos fotões.

■ Distinguir tipos de espetros: descontínuos e contínuos; de absorção e de emissão.

■ Comparar espetros de absorção e de emissão de elementos químicos, concluindo que são característicos de cada elemento.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 50 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 51 ■ Aplique o que aprendeu, questão 1 – pág. 74 Caderno de Atividades:






1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz.

Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar eventuais ideias erróneas ou conceções alternativas dos alunos relacionadas com os conteúdos a abordar neste módulo assim como os pré-requisitos essenciais à exploração dos mesmos abordados em anos anteriores:

No 8.° ano – Domínio – Luz – Subdomínio – Ondas de luz e sua propagação • Distinguir, no conjunto dos vários tipos de luz (espetro eletromagnético), a luz visível da luz não visível. • Associar escuridão e sombra à ausência de luz visível e penumbra à diminuição de luz visível por interposição

de um objeto. • Dar exemplos de objetos tecnológicos que emitem ou recebem luz não visível e concluir que a luz transporta

energia e, por vezes, informação. • Indicar que a luz, visível e não visível, é uma onda (onda eletromagnética ou radiação eletromagnética). • Associar à luz as seguintes grandezas características de uma onda num dado meio: período, frequência e ve-

locidade de propagação. • Identificar luz de diferentes frequências no espetro eletromagnético, nomeando os tipos de luz e ordenando-os

por ordem crescente de frequências e dar exemplos de aplicações no dia a dia. • Indicar que a velocidade máxima com que a energia ou a informação podem ser transmitidas é a velocidade da

luz no vácuo, uma ideia proposta por Einstein.

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ü Aplique o que aprendeu, questão 1 – pág. 74 do Manual



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2.2. O modelo atómico de Bohr M7Questão motivadoraComo explicar os espetros observados para cada elemento?


■ Transições eletrónicas e quantização de energia ■ Nível de energia ■ Energia associada a uma transição eletrónica

■ Interpretar o espetro de emissão do átomo de hidrogénio através da quantização da energia do eletrão, concluindo que esse espetro resulta de transições eletrónicas entre níveis energéticos.

■ Identificar a existência de níveis de energia bem definidos e a ocorrência de transições de eletrões entre níveis por absorção ou emissão de energias bem definidas, como as duas ideias fundamentais do modelo atómico de Bohr que prevalecem no modelo atómico atual.

■ Indicar que a energia dos eletrões nos átomos inclui o efeito das atrações entre os eletrões e o núcleo, por as suas cargas serem de sinais contrários, e das repulsões entre os eletrões, por as suas cargas serem do mesmo sinal.

■ Identificar, a partir de informação selecionada, algumas aplicações da espetroscopia atómica (por exemplo, identificação de elementos químicos nas estrelas, determinação de quantidades vestigiais em química forense).


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 56 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 57 ■ Aplique o que aprendeu, questões 2 e 10 – págs. 74, 75 e 78 Caderno de Atividades:

■ Questões 16, 17 e 18 – págs. 17 a 19 À Prova de Exame:

■ Questões indicadas na matriz de conteúdos – pág. 3 Caderno de Laboratório:

■ Guião da AL 1.2 – págs. 11 a 14 Caderno de Laboratório – Guia do Professor:



Manual – págs. 52 a 57 Caderno de Laboratório – págs. 11 a 14 Caderno de Laboratório – Guia do Professor – págs. 74 a 80 e-Manual Premium Caderno de Atividades À Prova de Exame PowerPoint M7Vídeo tutorial da AL 1.2


1. Iniciar o módulo com a apresentação aos alunos da questão motivadora que o introduz. Ao solicitar aos alunos a resposta à questão-problema, proporciona-se uma oportunidade de levantar even-

tuais conceções alternativas dos alunos e avaliar os pré-requisitos essenciais à lecionação dos conhecimen-tos científicos a estudar, já abordados:

No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Propriedades físicas e químicas dos materiais • Descrever os resultados de testes químicos simples para detetar substâncias (…) a partir da sua realização

laboratorial.

No 9.° ano – Domínio – Classificação dos materiais – Subdomínio – Estrutura atómica • Associar a nuvem eletrónica de um átomo isolado a uma forma de representar a probabilidade de encontrar

eletrões em torno do núcleo e indicar que essa probabilidade é igual para a mesma distância ao núcleo, dimi-nuindo com a distância.

• Associar o tamanho dos átomos aos limites convencionados da sua nuvem eletrónica.

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3. Realização da atividade laboratorial AL 1.2 Teste de chama: • Guião da AL 1.2 no Caderno de Laboratório – págs. 11 a 14.

De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeada-mente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 1.2 presente no e-Manual.






ü Aplique o que aprendeu, questões 2 e 10 – págs. 74, 75 e 78 do Manual

ü Caderno de Atividades, questões 16, 17 e 18 – págs. 17 a 19



Observações:

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2.3. Espetro do átomo de hidrogénio M8Questão motivadora Como aplicar o modelo de Bohr ao átomo de hidrogénio?


■ Séries espetrais ■ Equação de Bohr

■ Associar a existência de níveis de energia à quantização da energia do eletrão no átomo de hidrogénio e concluir que esta quantização se verifica para todos os átomos.

■ Associar cada série espetral do átomo de hidrogénio a transições eletrónicas com emissão de radiação nas zonas do ultravioleta, visível e infravermelho.

■ Relacionar, no caso do átomo de hidrogénio, a energia envolvida numa transição eletrónica com as energias dos níveis entre os quais essa transição se dá.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 61 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 62 ■ Aplique o que aprendeu, questões 3, 4 e 13 – págs. 75, 76 e 79 Caderno de Atividades:







eventuais ideias erróneas ou conceções alternativas dos alunos relacionadas com os conteúdos a abordar neste módulo.






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ü Aplique o que aprendeu, questões 3, 4 e 13 – págs. 75, 76 e 79 do Manual



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2.4. Modelo quântico do átomo e configuração eletrónica M9Questão motivadoraComo se caracterizam os eletrões no átomo segundo o modelo quântico?


■ Nível de energia ■ Subnível de energia ■ Orbital ■ A espetroscopia fotoeletrónica e configuração eletrónica dos átomos ■ Princípio da Construção ■ Princípio da Exclusão de Pauli ■ Regra de Hund

■ Associar a nuvem eletrónica a uma representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo atómico, correspondendo as regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões.

■ Indicar que os eletrões possuem, além de massa e carga, uma propriedade quantizada denominada spin que permite dois estados diferentes.

■ Associar orbital atómica à função que representa a distribuição no espaço de um eletrão no modelo quântico do átomo.

■ Identificar as orbitais atómicas s, p e d, com base em representações da densidade eletrónica que lhes está associada e distingui-las quanto ao número e à forma.

■ Indicar que cada orbital pode estar associada, no máximo, a dois eletrões, com spin diferente, relacionando esse resultado com o princípio de Pauli.

■ Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, que orbitais de um mesmo subnível np, ou nd, têm a mesma energia.

■ Concluir, a partir de valores de energia de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, que átomos de elementos diferentes têm valores diferentes da energia dos eletrões.

■ Interpretar valores de energia de remoção eletrónica, obtidos por espetroscopia fotoeletrónica, concluindo que os eletrões se podem distribuir por níveis de energia e subníveis de energia.

■ Estabelecer as configurações eletrónicas dos átomos, utilizando a notação spd, para elementos até Z = 23, atendendo ao Princípio da Construção, ao Princípio da Exclusão de Pauli e à maximização do número de eletrões desemparelhados em orbitais degeneradas.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 72

■ Verifique o que aprendeu – pág. 73 ■ Aplique o que aprendeu, questões 5, 6, 7, 8, 9, 11 e 12 – págs. 76, 77 e 79 Caderno de Atividades:

■ Questões 21, 22, 23 e 24 – págs. 20 e 21 ■ Exercícios globalizantes – págs. 22 e 23 À Prova de Exame:




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No 9.° ano – Domínio – Classificação dos materiais – Subdomínio – Estrutura atómica • Indicar que os eletrões de um átomo não têm, em geral, a mesma energia e que só determinados valores de

energia são possíveis. • Indicar que, nos átomos, os eletrões se distribuem por níveis de energia caracterizados por um número in-

teiro. • Escrever as distribuições eletrónicas dos átomos dos elementos (Z ≤ 20) pelos níveis de energia, atendendo ao

princípio da energia mínima e às ocupações máximas de cada nível de energia. • Definir eletrões de valência, concluindo que estes estão mais afastados do núcleo. • Indicar que os eletrões de valência são responsáveis pela ligação de um átomo com outros átomos e, portanto,

pelo comportamento químico dos elementos. • Relacionar a distribuição eletrónica de um átomo (Z ≤ 20) com a do respetivo ião mais estável.








ü Aplique o que aprendeu, questões 5, 6, 7, 8, 9, 11 e 12 – págs. 76, 77 e 79 do Manual

ü Caderno de Atividades – Questões 21, 22, 23 e 24 – págs. 20 e 21 – Exercícios globalizantes – págs. 22 e 23


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D1. Elementos químicos e sua organização SD3. Tabela Periódica

3.1. Evolução histórica da Tabela Periódica M10Questão motivadora Como organizar os elementos de forma a conhecer melhor as suas propriedades?


■ História da Tabela Periódica ■ Identificar marcos históricos relevantes no estabelecimento da Tabela Periódica atual.Atividades propostas


■ Questão 25 – pág. 26 À Prova de Exame:







No 9.° ano – Domínio – Classificação dos materiais – Subdomínio – Propriedades dos materiais e Tabela Periódica

• Identificar contributos de vários cientistas para a evolução da Tabela Periódica até à atualidade.


2. Através do diálogo orientado professor(a)-alunos, explorar o PowerPoint M10 em articulação com as in-formações contidas no Manual e os recursos do e-Manual.




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ü Caderno de Atividades, questão 25 – pág. 26


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3.2. Estrutura da Tabela Periódica M11Questão motivadora Como interpretar a posição dos elementos na Tabela Periódica?


■ Famílias de metais e de não metais ■ Grupos, períodos e blocos ■ Elementos representativos e de transição

■ Interpretar a organização da Tabela Periódica com base em períodos, grupos e blocos e relacionar a configuração eletrónica dos átomos dos elementos com a sua posição relativa na Tabela Periódica.











• Identificar a posição dos elementos químicos na Tabela Periódica a partir da ordem crescente do número ató-mico e definir período e grupo.

• Determinar o grupo e o período de elementos químicos (Z ≤ 20) a partir do seu valor de Z ou conhecendo o número de eletrões de valência e o nível de energia em que estes se encontram.

• Identificar, na Tabela Periódica, elementos que existem na natureza próxima de nós e outros que na Terra só são produzidos artificialmente.

• Identificar, na Tabela Periódica, os metais e os não metais. • Identificar, na Tabela Periódica, elementos pertencentes aos grupos dos metais alcalinos, metais alcalinoter-

rosos, halogéneos e gases nobres.


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3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativos M12Questão motivadoraQue propriedades periódicas se podem estudar na Tabela Periódica?


■ Raio atómico ■ Raio iónico ■ Energia de ionização

■ Identificar a energia de ionização e o raio atómico como propriedades periódicas dos elementos.

■ Distinguir entre propriedades de um elemento e propriedades da(s) substância(s) elementar(es) correspondentes.

■ Comparar raios atómicos e energias de ionização de diferentes elementos químicos com base nas suas posições relativas na Tabela Periódica.

■ Interpretar a tendência geral para o aumento da energia de ionização e para a diminuição do raio atómico observados ao longo de um período da Tabela Periódica.

■ Interpretar a tendência geral para a diminuição da energia de ionização e para o aumento do raio atómico observados ao longo de um grupo da Tabela Periódica.

■ Explicar a formação dos iões mais estáveis de metais e de não metais.

■ Justificar a baixa reatividade dos gases nobres.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 100 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 101 ■ Aplique o que aprendeu, questões 3, 4, 5, 6, 7 e 8 – págs. 103 a 105 Caderno de Atividades:

■ Questões 29, 30, 31, 32 e 33 – págs. 27 e 28 ■ Exercícios globalizantes – págs. 29 e 30 À Prova de Exame:










• Distinguir informações na Tabela Periódica relativas a elementos químicos (número atómico, massa atómica relativa) e às substâncias elementares correspondentes (ponto de fusão, ponto de ebulição e massa volúmica).

• Distinguir, através de algumas propriedades físicas (condutividade elétrica, condutibilidade térmica, pontos de fusão e pontos de ebulição) e químicas (reações dos metais e dos não metais com o oxigénio e reações dos óxidos formados com a água), duas categorias de substâncias elementares: metais e não metais.

• Explicar a semelhança de propriedades químicas das substâncias elementares correspondentes a um mesmo grupo (1, 2 e 17) atendendo à sua estrutura atómica.

• Justificar a baixa reatividade dos gases nobres.

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• Justificar, recorrendo à Tabela Periódica, a formação de iões estáveis a partir de elementos químicos dos gru-pos 1 (lítio, sódio e potássio), 2 (magnésio e cálcio), 16 (oxigénio e enxofre) e 17 (flúor e cloro).

No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Propriedades físicas e químicas dos materiais • Definir massa volúmica (também denominada densidade) de um material e efetuar cálculos com base na defi-

nição. • Descrever técnicas básicas para determinar a massa volúmica que envolvam medição direta do volume de um

líquido ou medição indireta do volume de um sólido (usando as respetivas dimensões ou por deslocamento de um líquido).

• Medir a massa volúmica de materiais sólidos e líquidos usando técnicas laboratoriais básicas. • Indicar que o valor da massa volúmica da água à temperatura ambiente e pressão normal é cerca de 1 g/cm3. • Identificar o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a massa volúmica como propriedades físicas características

de uma substância, constituindo critérios para avaliar a pureza de um material.



3. Realização da atividade laboratorial AL 1.3 Densidade relativa de metais: • Guião da AL 1.3 no Caderno de Laboratório – págs. 15 a 19.







ü Aplique o que aprendeu, questões 3, 4, 5, 6, 7 e 8 – págs. 103 a 105 do Manual

ü Caderno de Atividades – Questões 29, 30, 31, 32 e 33 – págs. 27 e 28 – Exercícios globalizantes – págs. 29 e 30



Observações:

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D2. Propriedades e transformações da matéria SD1. Ligação química

1.1. Tipos de ligações químicas M13Questão motivadora Como explicar as distintas propriedades dos materiais?


■ Ligação química ■ Ligações intramoleculares ■ Ligações intermoleculares ■ Ligação covalente ■ Ligação iónica ■ Ligação metálica

■ Indicar que um sistema de dois ou mais átomos pode adquirir maior estabilidade através da formação de ligações químicas.

■ Interpretar as interações entre átomos através das forças de atração entre núcleos e eletrões, forças de repulsão entre eletrões e forças de repulsão entre núcleos.

■ Interpretar gráficos da energia em função da distância internuclear durante a formação de uma molécula diatómica identificando o predomínio das repulsões a curta distância e o predomínio das atrações a longas distâncias, sendo estas distâncias respetivamente menores e maiores do que a distância de equilíbrio.

■ Indicar que os átomos podem partilhar eletrões formando ligações covalentes (partilha localizada de eletrões de valência), ligações iónicas (transferência de eletrões entre átomos originando estruturas com carácter iónico) e ligações metálicas (partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos).

■ Associar as ligações químicas em que não há partilha significativa de eletrões a ligações intermoleculares.



■ Questão 1 – pág. 36 À Prova de Exame:







No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas • Definir molécula como um grupo de átomos ligados entre si. • Descrever a composição qualitativa e quantitativa de moléculas a partir de uma fórmula química e associar

essa fórmula à representação da substância e da respetiva unidade estrutural.

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• Classificar as substâncias em elementares ou compostas a partir dos elementos constituintes, das fórmulas químicas e, quando possível, do nome das substâncias.

• Definir ião como um corpúsculo com carga elétrica positiva (catião) ou negativa (anião) que resulta de um átomo ou grupo de átomos que perdeu ou ganhou eletrões e distinguir iões monoatómicos de iões poliatómicos.

• Indicar os nomes e as fórmulas de iões mais comuns (Na+, K+, Ca2 +, Mg2 +, AL3 +, NH4+, CL-, SO4

2 -, NO3-, CO3

2 -, PO4

3 -, OH -, O2 -). • Escrever uma fórmula química a partir do nome de um sal ou indicar o nome de um sal a partir da sua fórmula

química.

No 9.° ano – Domínio – Classificação dos materiais – Subdomínio – Ligação química • Indicar que os átomos estabelecem ligações químicas entre si formando moléculas (com dois ou mais átomos)

ou redes de átomos. • Associar ligação iónica à ligação entre iões de cargas opostas, originando substâncias formadas por redes de

iões. • Associar ligação metálica à ligação que se estabelece nas redes de átomos de metais em que há partilha de

eletrões de valência deslocalizados.









ü Caderno de Atividades, questão 1 – pág. 36


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D2. Propriedades e transformações da matériaSD1. Ligação química

1.2. Ligação covalente M14Questão motivadora Como se caracterizam algumas das principais moléculas existentes na Natureza?


■ Estruturas de Lewis ■ Regra do octeto ■ Ligações covalentes em moléculas diatómicas ■ Polaridade das ligações ■ Energia de ligação e comprimento de ligação ■ Ligações covalentes em moléculas poliatómicas ■ Geometria das moléculas poliatómicas ■ Polaridade de moléculas poliatómicas ■ Estruturas de moléculas orgânicas e biológicas ■ Famílias a que pertencem os grupos funcionais

■ Interpretar a ocorrência de ligações covalentes simples, duplas ou triplas em H2, N2, O2 e F2, segundo o modelo de Lewis.

■ Representar, com base na regra do octeto, as fórmulas de estrutura de Lewis de moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

■ Relacionar o parâmetro ângulo de ligação nas moléculas CH4, NH3, H2O e CO2 com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência.

■ Prever a geometria molecular, com base no modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência, em moléculas como CH4, NH3, H2O e CO2.

■ Prever a relação entre as energias de ligação ou os comprimentos de ligação em moléculas semelhantes, com base na variação das propriedades periódicas dos elementos envolvidos nas ligações (por exemplo, H2O e H2S ou HCL e HBr).

■ Indicar que as moléculas diatómicas homonucleares são apolares e que as moléculas diatómicas heteronucleares são polares, interpretando essa polaridade com base na distribuição de carga elétrica entre os átomos.

■ Identificar ligações polares e apolares com base no tipo de átomos envolvidos na ligação.

■ Indicar alguns exemplos de moléculas polares (H2O, NH3) e apolares (CO2, CH4).

■ Identificar hidrocarbonetos saturados, insaturados e haloalcanos e, no caso de hidrocarbonetos saturados de cadeia aberta até 6 átomos de carbono, representar a fórmula de estrutura a partir do nome ou escrever o nome a partir da fórmula de estrutura.

■ Interpretar e relacionar os parâmetros de ligação, energia e comprimento, para a ligação CC nas moléculas etano, eteno e etino.

■ Identificar grupos funcionais (álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos e aminas) em moléculas orgânicas, biomoléculas e fármacos, a partir das suas fórmulas de estrutura.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – págs. 135 e 136

■ Verifique o que aprendeu – págs. 137 e 138 ■ Aplique o que aprendeu, questões 2, 3, 4, 5, 6, 7, 10 e 11 – págs. 148 a 150 Caderno de Atividades:

■ Questões 2, 3, 4, 5 e 6 – págs. 36 a 39 À Prova de Exame:




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No 9.° ano – Domínio – Classificação dos materiais – Subdomínio – Ligação química • Associar a ligação covalente à partilha de pares de eletrões entre átomos e distinguir ligações covalentes sim-

ples, duplas e triplas. • Representar as ligações covalentes entre átomos de elementos químicos não metálicos usando a notação de

Lewis e a regra do octeto. • Associar a ligação covalente à ligação entre átomos de não metais quando estes formam moléculas ou redes

covalentes, originando, respetivamente, substâncias moleculares e substâncias covalentes. • Dar exemplos de substâncias covalentes e de redes covalentes de substâncias elementares com estruturas e

propriedades diferentes (diamante, grafite e grafenos). • Identificar o carbono como um elemento químico que entra na composição dos seres vivos, existindo nestes

uma grande variedade de substâncias onde há ligações covalentes entre o carbono e elementos como o hidro-génio, o oxigénio e o nitrogénio.

• Definir o que são hidrocarbonetos e distinguir hidrocarbonetos saturados de insaturados. • Indicar que nas estruturas de Lewis dos hidrocarbonetos o número de pares de eletrões partilhados pelo car-

bono é quatro, estando todos estes pares de eletrões envolvidos nas ligações que o átomo estabelece. • Identificar, a partir de informação selecionada, as principais fontes de hidrocarbonetos, evidenciando a sua

utilização na produção de combustíveis e de plásticos.







ü Verifique o que aprendeu – págs. 137 e 138 do Manual

ü Aplique o que aprendeu, questões 2, 3, 4, 5, 6, 7, 10 e 11 – págs. 148 a 150 do Manual

ü Caderno de Atividades, questões 2, 3, 4, 5 e 6 – págs. 36 a 39


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D2. Propriedades e transformações da matéria SD1. Ligação química

1.3. Ligações intermoleculares M15Questão motivadora Como se ligam as moléculas numa amostra de um determinado material?


■ Ligações de van der Waals– Ligações dipolo permanente-dipolo permanente– Ligações dipolo permanente-dipolo induzido– Ligações dipolo instantâneo-dipolo induzido

■ Ligações de hidrogénio ■ Miscibilidade e imiscibilidade de líquidos

■ Identificar ligações intermoleculares – de hidrogénio e de van der Waals – com base nas características das unidades estruturais.

■ Relacionar a miscibilidade ou imiscibilidade de líquidos com as ligações intermoleculares que se estabelecem entre unidades estruturais.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 146 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 147 ■ Aplique o que aprendeu, questões 8, 9, 12 e 13 – págs. 149 a 151 Caderno de Atividades:

■ Questões 7, 8, 9 e 10 – págs. 39 a 41 ■ Exercícios globalizantes – págs. 42 e 43 À Prova de Exame:









No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Substâncias e misturas • Classificar uma mistura pelo aspeto macroscópico em mistura homogénea ou heterogénea e dar exemplos de

ambas. • Distinguir líquidos miscíveis de imiscíveis.


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3. Realização da atividade laboratorial AL 2.1 Miscibilidade de líquidos: • Guião da AL 2.1 no Caderno de Laboratório – págs. 20 a 23.







ü Aplique o que aprendeu, questões 8, 9, 12 e 13 – págs. 149 a 151 do Manual

ü Caderno de Atividades – Questões 7, 8, 9 e 10 – págs. 39 a 41 – Exercícios globalizantes – págs. 42 e 43



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D2. Propriedades e transformações da matéria SD2. Gases e dispersões

2.1. Lei de Avogadro, volume molar e massa volúmica M16Questão motivadora Como se quantifica e caracteriza uma substância gasosa?


■ Atmosfera terrestre ■ Lei de Avogadro ■ Volume molar ■ Relação massa volúmica e volume molar

■ Definir volume molar e, a partir da Lei de Avogadro, concluir que tem o mesmo valor para todos os gases à mesma pressão e temperatura.

■ Relacionar a massa de uma amostra gasosa e a quantidade de matéria com o volume molar, definidas as condições de pressão e temperatura.

■ Relacionar a massa volúmica de uma substância gasosa com a sua massa molar e volume molar.

■ Descrever a composição da troposfera terrestre, realçando N2 e O2 como os seus componentes mais abundantes.










No 7.° ano – Domínio– Materiais – Subdomínio – Propriedades físicas e químicas dos materiais • Definir massa volúmica (também denominada densidade) de um material e efetuar cálculos com base na defi-

nição. • Descrever técnicas básicas para determinar a massa volúmica que envolvam medição direta do volume

de um líquido ou medição indireta do volume de um sólido (usando as respetivas dimensões ou por des-locamento de um líquido).

• Medir a massa volúmica de materiais sólidos e líquidos usando técnicas laboratoriais básicas. • Indicar que o valor da massa volúmica da água à temperatura ambiente e pressão normal é cerca de 1 g/cm3. • Identificar o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a massa volúmica como propriedades físicas características

de uma substância, constituindo critérios para avaliar a pureza de um material. • Identificar amostras desconhecidas recorrendo a valores tabelados de pontos de fusão, pontos de ebulição e

massa volúmica.

No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas • Relacionar, para a mesma quantidade de gás, variações de temperatura, de pressão ou de volume, mantendo,

em cada caso, constante o valor de uma destas grandezas.

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2.2. Soluções, coloides e suspensões M17Questão motivadora Que outros constituintes fazem parte da atmosfera terrestre?


■ Soluções ■ Coloides ■ Suspensões ■ Poluentes atmosféricos

■ Distinguir solução, dispersão coloidal e suspensão com base na ordem de grandeza da dimensão das partículas constituintes.

■ Descrever a atmosfera terrestre como uma solução gasosa, na qual também se encontram coloides e suspensões de matéria particulada.

■ Indicar poluentes gasosos na troposfera e identificar as respetivas fontes.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 165 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 166 ■ Aplique o que aprendeu, questões 2, 3, 4, 5.1 e 5.2 – págs. 180 e 181 Caderno de Atividades:








No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Substâncias e misturas • Indicar que os materiais são constituídos por substâncias que podem existir isoladas ou em misturas. • Classificar materiais como substâncias ou misturas a partir de descrições da sua composição, designada-

mente em rótulos de embalagens. • Distinguir o significado de material “puro” no dia a dia e em Química (uma só substância). • Concluir que a maior parte dos materiais que nos rodeiam são misturas. • Classificar uma mistura pelo aspeto macroscópico em mistura homogénea ou heterogénea e dar exemplos de

ambas. • Distinguir líquidos miscíveis de imiscíveis. • Indicar que uma mistura coloidal parece ser homogénea quando observada macroscopicamente, mas que,

quando observada ao microscópio ou outros instrumentos de ampliação, mostra-se heterogénea. • Concluir, a partir de observação, que, em certas misturas coloidais, se pode ver o trajeto da luz visível.


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ü Aplique o que aprendeu, questões 2, 3, 4, 5.1 e 5.2 – págs. 180 e 181 do Manual



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2.3. Composição quantitativa de soluções M18Questão motivadora Como exprimir a composição quantitativa de uma solução?


■ Concentração mássica ■ Concentração molar ■ Percentagem em massa ■ Percentagem em volume ■ Partes por milhão ■ Fração molar

■ Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 172 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 173 ■ Aplique o que aprendeu, questões 5.3, 6.1, 6.2, 7, 8.1, 8.4 e 8.5 – págs. 181 a 183 Caderno de Atividades:

■ Questões 16, 17, 18, 19, 20, 21 e 22 – págs. 48 a 52 À Prova de Exame:









No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Substâncias e misturas • Associar o termo solução à mistura homogénea (sólida, líquida ou gasosa), de duas ou mais substâncias, em

que uma se designa por solvente e a(s) outra(s) por soluto(s). • Identificar o solvente e o(s) soluto(s), em soluções aquosas e alcoólicas, a partir de rótulos de embalagens de

produtos (soluções) comerciais. • Distinguir composições qualitativa e quantitativa de uma solução. • Associar a composição quantitativa de uma solução à proporção dos seus componentes.

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• Associar uma solução mais concentrada àquela em que a proporção soluto-solvente é maior e uma solução mais diluída àquela em que essa proporção é menor.

• Definir a concentração, em massa, e usá-la para determinar a composição quantitativa de uma solução. • Identificar material e equipamento de laboratório mais comum, regras gerais de segurança e interpretar sina-

lização de segurança em laboratórios. • Identificar pictogramas de perigo usados nos rótulos das embalagens de reagentes de laboratório e de produ-

tos comerciais. • Selecionar material de laboratório adequado para preparar uma solução aquosa a partir de um soluto sólido. • Identificar e ordenar as etapas necessárias à preparação, em laboratório, de uma solução aquosa, a partir de

um soluto sólido. • Preparar laboratorialmente uma solução aquosa com uma determinada concentração, em massa, a partir de

um soluto sólido.



3. Realização da atividade laboratorial AL 2.2 Soluções a partir de solutos sólidos: • Guião da AL 2.2 no Caderno de Laboratório – págs. 24 a 26.







ü Aplique o que aprendeu, questões 5.3, 6.1, 6.2, 7, 8.1, 8.4 e 8.5 – págs. 181 a 183 do Manual

ü Caderno de Atividades, questões 16, 17, 18, 19, 20, 21 e 22 – págs. 48 a 52



Observações:

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2.4. Diluição de soluções aquosas M19Questão motivadora Como diluir uma solução?


■ Solução concentrada ■ Solução diluída ■ Fator de diluição

■ Determinar a composição quantitativa de soluções aquosas e gasosas (como, por exemplo, a atmosfera terrestre), em concentração, concentração em massa, fração molar, percentagem em massa e em volume e partes por milhão, e estabelecer correspondências adequadas.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 177 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 178 ■ Aplique o que aprendeu, questões 6.3, 8.2 e 8.3 – págs. 182 e 183 Caderno de Atividades:

■ Questões 23 e 24 – págs. 52 e 53 ■ Exercícios globalizantes – págs. 54 e 55À Prova de Exame:









No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Substâncias e misturas • Concluir que adicionar mais solvente a uma solução significa diluí-la.



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3. Realização da atividade laboratorial AL 2.3 Diluição de soluções: • Guião da AL 2.3 no Caderno de Laboratório – págs. 27 a 29.







ü Aplique o que aprendeu, questões 6.3, 8.2 e 8.3 – págs. 182 e 183 do Manual

ü Caderno de Atividades – Questões 23 e 24 – págs. 52 e 53 – Exercícios globalizantes – págs. 54 e 55



Observações:

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D2. Propriedades e transformações da matériaSD3. Transformações químicas

3.1. Energia de ligação e reações químicas M20Questão motivadora Como calcular e interpretar o valor da energia envolvida numa reação química?


■ Energia envolvida na rutura e formação de ligações químicas ■ Processos endoenergéticos ■ Processos exoenergéticos ■ Variação de entalpia ■ Energia envolvida numa reação química

■ Interpretar uma reação química como resultado de um processo em que ocorre rutura e formação de ligações químicas.

■ Interpretar a formação de ligações químicas como um processo exoenergético e a rutura como um processo endoenergético.

■ Classificar reações químicas em exotérmicas ou em endotérmicas como aquelas que, num sistema isolado, ocorrem, respetivamente, com aumento ou diminuição de temperatura.

■ Interpretar a energia da reação como o balanço energético entre a energia envolvida na rutura e na formação de ligações químicas, designá-la por variação de entalpia para transformações a pressão constante e interpretar o seu sinal (positivo ou negativo).

■ Interpretar representações da energia envolvida numa reação química relacionando a energia dos reagentes e dos produtos e a variação de entalpia.

■ Determinar a variação de entalpia de uma reação química a partir das energias de ligação e a energia de ligação a partir da variação de entalpia e de outras energias de ligação.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – pág. 191 ■ Verifique o que aprendeu – pág. 192 ■ Aplique o que aprendeu, questões 1, 2, 3 e 4 – págs. 204 e 205 Caderno de Atividades:








No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Transformações físicas e químicas • Associar transformações químicas à formação de novas substâncias, identificando provas dessa formação. • Identificar, no laboratório ou no dia a dia, transformações químicas.

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• Distinguir reagentes de produtos de reação e designar uma transformação química por reação química. • Descrever reações químicas usando linguagem corrente e representá-las por “equações” de palavras.

No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas • Concluir, a partir de representações de modelos de átomos e moléculas, que nas reações químicas há rear-

ranjos dos átomos dos reagentes que conduzem à formação de novas substâncias, conservando-se o número total de átomos de cada elemento.

• Indicar o contributo de Lavoisier para o estudo das reações químicas. • Verificar, através de uma atividade laboratorial, o que acontece à massa total das substâncias envolvidas numa

reação química em sistema fechado. • Concluir que, numa reação química, a massa dos reagentes diminui e a massa dos produtos aumenta, conser-

vando-se a massa total, associando este comportamento à lei da conservação da massa (lei de Lavoisier). • Representar reações químicas através de equações químicas, aplicando a lei da conservação da massa.








ü Aplique o que aprendeu, questões 1, 2, 3 e 4 – págs. 204 e 205 do Manual



Observações:

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D2. Propriedades e transformações da matériaSD3. Transformações químicas

3.2. Reações fotoquímicas na atmosfera M21Questão motivadora Qual a importância das reações fotoquímicas na atmosfera?


■ Reação de fotodissociação ■ Reação de fotoionização ■ Energia de dissociação ■ Radicais livres ■ Energia de ionização ■ Fotodissociação e fotoionização na atmosfera terrestre ■ Ozono estratosférico ■ Formação e destruição do ozono estratosférico ■ Substitutos dos CFC

■ Identificar transformações químicas desencadeadas pela luz, designando-as por reações fotoquímicas.

■ Distinguir fotodissociação de fotoionização e representar simbolicamente estes fenómenos.

■ Interpretar fenómenos de fotodissociação e fotoionização na atmosfera terrestre envolvendo O2, O3 e N2, relacionando-os com a energia da radiação envolvida e com a estabilidade destas moléculas.

■ Identificar os radicais livres como espécies muito reativas por possuírem eletrões desemparelhados.

■ Interpretar a formação e destruição do ozono estratosférico, com base na fotodissociação de O2 e de O3 por envolvimento de radiações ultravioleta UVB e UVC, concluindo que a camada de ozono atua como um filtro dessas radiações.

■ Explicar a formação dos radicais livres a partir dos clorofluorocarbonetos (CFC) tirando conclusões sobre a sua estabilidade na troposfera e efeitos sobre o ozono estratosférico.

■ Indicar que o ozono na troposfera atua como poluente em contraste com o seu papel protetor na estratosfera.


Manual: ■ Análise da Síntese de conteúdos e exploração do Diagrama de conteúdos – págs. 201 e 202

■ Verifique o que aprendeu – pág. 203 ■ Aplique o que aprendeu, questões 5, 6, 7 e 8 – págs. 205 a 208 Caderno de Atividades:

■ Questões 28, 29, 30, 31 e 32 – págs. 60 a 62 ■ Exercícios globalizantes – págs. 63 e 64À Prova de Exame:





Manual – págs. 193 a 203 Caderno de Laboratório – págs. 30 a 33 Caderno de Laboratório – Guia do Professor – págs. 103 a 109e-Manual Premium Caderno de Atividades À Prova de Exame PowerPoint M21Vídeo tutorial da AL 2.4




No 7.° ano – Domínio – Materiais – Subdomínio – Transformações físicas e químicas • Identificar, no laboratório ou no dia a dia, ações que levam à ocorrência de transformações químicas: aqueci-

mento, ação mecânica, ação da eletricidade ou incidência de luz.

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No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Explicação e representação de reações químicas • Concluir, a partir de representações de modelos de átomos e moléculas, que nas reações químicas há rear-

ranjos dos átomos dos reagentes que conduzem à formação de novas substâncias, conservando-se o número total de átomos de cada elemento.

• Indicar o contributo de Lavoisier para o estudo das reações químicas. • Verificar, através de uma atividade laboratorial, o que acontece à massa total das substâncias envolvidas numa

reação química em sistema fechado. • Concluir que, numa reação química, a massa dos reagentes diminui e a massa dos produtos aumenta, conser-

vando-se a massa total, associando este comportamento à lei da conservação da massa (lei de Lavoisier). • Representar reações químicas através de equações químicas, aplicando a lei da conservação da massa. • Concluir que certos sais são muito solúveis ao passo que outros são pouco solúveis em água. • Classificar como reações de precipitação as reações em que ocorre a formação de sais pouco solúveis em

água (precipitados). • Representar reações de precipitação, realizadas em atividades laboratoriais, por equações químicas. No 8.° ano – Domínio – Reações químicas – Subdomínio – Velocidade das reações químicas • Identificar a influência que a luz pode ter na velocidade de certas reações químicas, justificando o uso de reci-

pientes escuros ou opacos na proteção de alimentos, medicamentos e reagentes.



3. Realização da atividade laboratorial AL 2.4 Reação fotoquímica: • Guião da AL 2.4 no Caderno de Laboratório – págs. 30 a 33. De acordo com as características dos alunos e/ou eventuais constrangimentos associados, nomeada-

mente as condições físicas da escola, complementar a exploração da atividade laboratorial explorando o vídeo tutorial da AL 2.4 presente no e-Manual.

4. Após explorar todos os conteúdos previstos para este módulo: • Solicitar aos alunos a leitura da Síntese de conteúdos, que resume os assuntos/conteúdos estudados ao longo

do módulo, indo diretamente ao encontro das metas definidas no Programa (nível de formulação desejável). • Através do diálogo orientado professor(a) alunos, explorar o Diagrama de conteúdos que articula os

conhecimentos científicos explorados neste módulo.

5. De acordo com o ritmo de aprendizagem dos alunos, propor, no momento mais oportuno, na sala de aula e/ou para trabalho de casa, a resolução de:ü Verifique o que aprendeu – pág. 203 do Manual ü Aplique o que aprendeu, questões 5, 6, 7 e 8 – págs. 205 a 208 do Manualü Caderno de Atividades – Questões 28, 29, 30, 31 e 32 – págs. 60 a 62 – Exercícios globalizantes – págs. 63 e 64 ü Caderno de Laboratório – Guia do Professor, Questionário Laboratorial 7 – págs. 108 e 109 ü À Prova de Exame, questões indicadas na matriz de conteúdos – pág. 3

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Testes

Teste Diagnóstico

Domínio 1Teste de Avaliação 1Teste de Avaliação 2Teste de Avaliação 3

Domínio 2Teste de Avaliação 4Teste de Avaliação 5Teste de Avaliação 6

Teste de Avaliação Global 1Teste de Avaliação Global 2


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Matriz do Teste Diagnóstico3.° Ciclo

Item Cotação Total

7.° ano – Materiais

Constituição do mundo material

I 1. 8

80

V 2. 8

V 3. 8

Substâncias e misturas

I 2. 8

I 3.2. 12

Transformações físicas e químicas

VI 1. 8

Propriedades físicas e químicas dos materiais

V 1. 12

VI 2. 8

Separação das substâncias de uma mistura

I 3.3. 8

8.° ano – Reações químicas


II 1. 8

24

II 2. 8

Tipos de reações químicas

I 3.1. 8


9.° ano – Classificação dos materiais

Estrutura atómica

III 1.1. 8

96

III 1.2. 8

IV 1. 8


III 1.3. 8

IV 2. 8

IV 3. 16

IV 4. 12

Ligação química

VII 1. 8

VII 2. 8

VII 3. 12

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Test

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

Teste Diagnóstico

Escola Data

Nome N.º Turma

Professor Classificação

TD

Grupo I

A água para consumo humano obedece a critérios rigorosos de controlo de qualidade, definidos na legislação portuguesa, envolvendo múltiplos parâmetros físico-químicos e biológicos. Este controlo de qualidade das águas de abastecimento público, por exemplo, é fundamental para garantir a saúde de todos. O rótulo da figura seguinte foi retirado de uma garrafa de água que foi aprovada para venda em diversas superfícies comerciais.

BicarbonatoComposição Química

7 FONTES

LOTE

Conteúdo: 20 L

Água Mineral

VAL. J F M A M J J A S O N D 2015 / 2016 / 2017 / 2018

FAB. J F M A M J J A S O N D 2015 / 2016 / 2017 / 2018

12

43

Características Físico-Químicas:pH a 25 °C: 5,16. Temperatura daágua na fonte: 20,1 °C. Condutividadeelétrica a 25 °C: 8,1 mS/cm. Resíduode evaporação a 180 °C, calculado:5,91 mg/L. Radioatividade na fontea 20 °C e 760 mmHg: 11,18 Maches.

Conservar em local seco, frescoe evitar exposição aos raiossolares. Mantenha longe deprodutos que exalem odores fortes.

NÃO CONTÉM GLÚTEN.

(mg/L)

SódioNitratoPotássioCálcioCloretoMagnésioFluoreto

1,890,500,400,400,120,070,020,01

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

A água apresentada no rótulo é…

(A) … pura.

(B) … potável.

(C) … impura porque contém sais minerais.

(D) … impura porque o pH é ácido.

2. A água à qual corresponde este rótulo pode ser classificada como…

(A) … mistura heterogénea.

(B) … substância.

(C) … mistura homogénea.

(D) … mistura coloidal.

Cotações

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Teste Diagnóstico

3. Um grupo de alunos resolveu preparar uma solução aquosa de água salgada com concentração mássica igual à concentração média da água dos oceanos (35 g por 1000 mL). Com esse objetivo, adicionaram a 1000 mL de água 0,100 kg de cloreto de sódio, misturando, até que todo o sal se dissolvesse completamente.

3.1. Escreva a fórmula química do cloreto de sódio.

3.2. Verifique, efetuando os cálculos que julgar necessários, se a água salgada preparada por estes alunos tem uma concentração inferior, igual ou superior à concentração média da água dos oceanos.

3.3. Um processo físico de separação dos componentes de misturas que permite separar a água do cloreto de sódio adicionado é a…

(A) … decantação. (B) … filtração.

(C) … centrifugação. (D) … destilação simples.

Grupo II

O metano é um gás incolor e inodoro proveniente de diversas fontes (digestão dos animais, bactérias, vulcões de lama, extração de combustíveis minerais como o petróleo, etc.). Uma das fontes de metano mais significativa são os aterros sanitários. A libertação de gás que ali ocorre pode servir para produção de energia (biogás).

A reação de combustão do metano (CH4) pode ser descrita por:

CH4(g) + 2 O2(g) " CO2(g) + 2 H2O(g)

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

Na equação química da combustão do metano…

(A) … estão representados três reagentes e dois produtos da reação.

(B) … o metano e o dioxigénio são produtos da reação.

(C) … o dióxido de carbono e a água são reagentes.

(D) … o metano é um dos reagentes e a água um dos produtos da reação.

2. Justifique a seguinte afirmação verdadeira: “O metano é uma molécula”.

Grupo III

1. Considere o seguinte conjunto de átomos onde as letras utilizadas não são os verdadeiros símbolos químicos.

3216A 16

8B 199C 1

1D 31E 3

2F 21G

1.1. Identifique os isótopos presentes.

1.2. Os iões formados pelos elementos A e B são…

(A) … dipositivos.

(B) … monopositivos.

(C) … mononegativos.

(D) … dinegativos.

1.3. Identifique o número atómico do gás nobre isoeletrónico do ião formado pelo elemento C.

Comece por fazer a distribuição eletrónica do átomo deste elemento.

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Teste Diagnóstico

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Grupo IV

Na figura está representado um excerto da Tabela Periódica.

H He

18

1

1

Li Be

2

Na Mg

K

2

3

4 Ca

B C N O F

13 14 15 16 17

Ne

1. O elemento cujo átomo, no estado fundamental, tem um eletrão de valência no segundo nível de energia é o:

(A) Lítio (B) Boro

(C) Flúor (D) Sódio

2. O elemento que tem número atómico igual a 9 pertence ao grupo dos:

(A) Metais alcalinos. (B) Metais alcalinoterrosos.

(C) Halogéneos. (D) Gases nobres.

3. Compare o raio atómico do berílio com o do magnésio referindo os seguintes parâmetros:

• distribuição eletrónica;

• localização na Tabela Periódica;

• distância do eletrão cedido ao núcleo.

4. O contributo de vários cientistas para a evolução da Tabela Periódica até à atualidade foi diverso. Identifique um desses cientistas bem como a sua contribuição para a Tabela Periódica atual.

Grupo V

A massa volúmica ou densidade é uma das propriedades físicas que permitem a identificação da constituição de um material ou a avaliação do seu grau de pureza. Conta-se que com esta propriedade Arquimedes terá resolvido um problema do seu rei: saber se a sua coroa era feita inteiramente de ouro ou continha outros metais.

Na tabela seguinte encontram-se as massas volúmicas de diferentes tipos de ouro vendido nas ourivesarias atuais, desde o ouro puro vendido em barras (99,999% de pureza ou 24 quilates) até ao ouro mais impuro e mais barato (37,5% de pureza ou 9 quilates).

Pureza Massa volúmica (g/mL)

Ouro de 24 K (ouro puro) 19,32

Ouro de 22 K 17,70

Ouro de 18 K 15,40

Ouro de 14 K 13,93

Ouro de 9 K 11,04

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Teste Diagnóstico

O denominado “ouro português” tem 19,2 K (quilates), ou seja, 80,0% de ouro. Relativamente a uma peça de ouro com a massa de 3,08 g, um grupo de alunos determinou o volume pelo

método de deslocamento de água. Para tal, os alunos utilizaram uma proveta com um volume inicial de 2,8 mL de água, introduzindo depois a peça de ouro, obtendo um volume final de 3,0 mL.

Volume inicial:2,8 mL

Volume final:3,0 mL

1. Determine a densidade da peça de ouro utilizada na experiência e justifique que esta peça não é feita com “ouro português”.

2. Dos seguintes instrumentos de medição de volumes que podem ser encontrados no laboratório, escolha o menos preciso.

(A) Proveta de 5,0 mL

(B) Bureta de 5,00 mL

(C) Pipeta volumétrica de 5,00 mL

(D) Pipeta graduada de 5,00 mL

3. Selecione os termos que completam corretamente a frase seguinte.

A medição do volume na proveta é uma medição e a determinação da massa volúmica do ouro é uma medição .

(A) … direta … indireta

(B) … indireta … direta

(C) … indireta … indireta

(D) … direta … direta

Grupo VI

Na tabela seguinte estão identificadas algumas substâncias, bem como os respetivos pontos de fusão e de ebulição.

Substância Ponto de fusão (°C)

Ponto de ebulição (°C)

Oxigénio - 218 - 183

Amoníaco - 78 - 33

Acetona - 97 57

Ferro 1535 2750

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Teste Diagnóstico

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es

1. As substâncias elementares presentes na tabela são:

(A) Oxigénio e amoníaco.

(B) Acetona e ferro.

(C) Oxigénio e ferro.

(D) Amoníaco e acetona.

2. À temperatura ambiente, a única substância que se encontra no estado líquido é:

(A) Oxigénio.

(B) Acetona.

(C) Amoníaco.

(D) Ferro.

Grupo VII

O carbono é um elemento químico que entra na composição dos seres vivos, existindo nestes uma grande variedade de substâncias onde há ligações entre o carbono e elementos como o hidrogénio, o oxigénio e o nitrogénio. Considere os seguintes compostos:

1 2 3 4

CH3 - CH3 CH2 = CH2 CH ≠ CH CH3 - NH2

1. Sobre os compostos apresentados é possível afirmar que:

(A) São todos hidrocarbonetos.

(B) Os compostos 2 e 3 são hidrocarbonetos saturados.

(C) Os compostos 2 e 3 são hidrocarbonetos insaturados.

(D) Os compostos 1 e 4 são hidrocarbonetos saturados.

2. A ligação existente entre o carbono e o nitrogénio na molécula de metilamina (CH3 - NH2):

(A) É metálica.

(B) É covalente simples.

(C) É iónica.

(D) Envolve dois pares de eletrões partilhados.

3. A solubilidade de compostos orgânicos é um dos temas mais relevantes da área da Química, quer pela sua importância intrínseca quer pela sua importância na produção de, por exemplo, novos fármacos, tintas e vernizes. O etano (CH3 - CH3), que é um composto orgânico apolar, apenas forma soluções com solventes apolares como o éter etílico (CH3CH2 - O - CH2CH3).

Explique por que razão o etano não forma soluções aquosas.

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Correção do Teste de Diagnóstico

Grupo I

1. (B) 2. (C)

3. 3.1. NaCL

3.2. cm =msoluto

Vsolução

§ cm = 100 g1000 mL

§

§ cm = 1,00 * 10 - 1 g>mL

Água do mar: cm = 351000

= 3,5 * 10 - 2 g>mL

Tem uma concentração superior à da água do mar.

3.3. (D)

Grupo II

1. (D)

2. Moléculas são um grupo de átomos ligados entre si por ligações covalentes.

Neste caso, o metano é um tipo de moléculas (hidrocarbonetos) formado apenas por átomos dos elementos carbono e hidrogénio.

Grupo III 1. 1.1. D, E e G

1.2. (D)

1.3. Distribuição eletrónica de C: 2 - 7 O ião formado é o C-, cuja distribuição eletrónica é

2 - 8. Portanto, a distribuição eletrónica do gás nobre também é 2 - 8, pelo que o seu número atómico é 10.

Grupo IV

1. (A) 2. (C)

3. Na resposta, são apresentados os seguintes tópicos:

A) A distribuição eletrónica do berílio é 4Be: 2 - 2 e a do magnésio é 12Mg: 2 - 8 - 2.

B) Ambos, berílio e magnésio, encontram-se no grupo 2, pois têm 2 eletrões de valência; encontram-se em períodos consecutivos, segundo e terceiro, respetivamente, pois têm 2 e 3 camadas de eletrões.

C) Quanto maior for o número de camadas eletrónicas, maior é a distância dos eletrões ao núcleo e maior é o raio atómico. Assim, o raio atómico do Mg é maior do que o do Be.

4. Responder, por exemplo, um dos seguintes:

Antoine Lavoisier Em 1789, deu a conhecer uma lista de elementos

dividida em vários “conjuntos”: cromometais, gases, ácidos e elementos terrosos.

Döbereiner Em 1817, organizou os elementos por “tríades”

(grupos) de elementos com propriedades semelhantes.

Chancourtois Em 1862, criou o “parafuso telúrico” colocando os

elementos químicos por ordem crescente das suas massas atómicas.

Newlands Em 1863, organizou os elementos por “oitavas”.

A cada oito elementos, colocados em linhas horizontais, observa-se uma repetição das propriedades químicas do primeiro elemento considerado.

Meyer Em 1868, criou um gráfico (“curva de Lothar Meyer”)

que relacionava o volume atómico dos elementos com as respetivas massas atómicas relativas.

Mendeleev Em 1870, colocou os elementos por ordem crescente

das suas massas atómicas, distribuindo-os por 8 colunas verticais e 12 linhas horizontais.

Henry Moseley Em 1913, corrigiu a tabela de Mendeleev,

estabelecendo a periodicidade dos elementos em função do número atómico - Z.

Seaborg Em 1944, reconfigurou a Tabela Periódica colocando a

série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos.

Grupo V

1. Na resposta, são apresentadas as seguintes etapas de resolução:

A) r = mouro

Vfinal - Vinicial

§ r = 3,083,0 - 2,8

§

§ r = 15 g>mL

B) Da análise da tabela verifica-se que o ouro com massa volúmica igual a 15 g/mL é ouro de 18 quilates, diferente do ouro português, que é de 19,2 quilates, pelo que a peça não é feita com ouro português.

2. (A) 3. (A)

Grupo VI

1. (C) 2. (B)

Grupo VII

1. (C) 2. (B)

3. Na resposta, são apresentados os seguintes tópicos:

A) O etano é uma molécula apolar e a água é uma molécula polar.

B) Substâncias com diferentes polaridades são imiscíveis, logo, o etano não forma soluções aquosas.

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75

Teste Diagnóstico

Test

es

Grelha de classificação do Teste Diagnóstico

Turma: 10.° Data do teste: - -

Gru

poI

IIIII

IVV

VIVI

IIte

m1.

2.3.

1.3.

2.3.

3.1.

2.1.

1.1.

2.1.

3.1.

2.3.

4.1.

2.3.

1.2.

1.2.

3.Co

taçã

o8

88

128

88

88

88

816

1212

88

88

88

12N

.°Al

uno

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

Tota

l20

0

Bal

anço

do

test

eN

.° d

e al

unos

Méd

ia d

as n

otas

Not

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76

Matriz do Teste de Avaliação 1Domínio 1 Elementos químicos e sua organização


SD1. Massa e tamanho dos átomos

M1 1.1. Ordens de grandeza e escalas de comprimentoI 1. 8

88

I 2. 8

M2 1.2. Dimensões à escala atómicaI 3. 8

M3 1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa médiaI 4.1. 8I 4.2. 12

M4 1.4. Quantidade de matéria e massa molarII 1.1. 8II 1.2. 16

M5 1.5. Fração molar e fração mássicaII 2.1. 8II 2.2. 12

SD2. Energia dos eletrões nos átomos

M6 2.1. Espetros contínuos e descontínuosIII 1. 8

48

M7 2.2. O modelo atómico de BohrIII 2.1. 8III 2.2. 16


M9 2.4. Modelo quântico do átomo e configuração eletrónicaIV 2.2. 8IV 2.3. 8

SD3. Tabela Periódica


28M11 3.2. Estrutura da Tabela PeriódicaIV 1. 8

M12 3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativosIV 2.1. 8IV 2.4. 12


36AL1.2 Teste de chama


V 1. 8V 2.1. 12V 2.2. 8V 2.3. 8

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Teste de Avaliação 1Escola Data

Nome N.º Turma


TA

Grupo I

A Terra é o terceiro planeta a contar do Sol, a uma distância de 150 milhões de quilómetros. Demora 365,256 dias a dar uma volta em torno do Sol e 23,9345 horas a efetuar uma rotação completa. Tem um diâmetro de 12 756 quilómetros, apenas poucas centenas de quilómetros maior que o de Vénus.

Por outro lado, o volume ocupado por um átomo é o de uma esfera de diâmetro com uma ordem de grandeza 10- 10 m (1 Å). Apesar de muito próximos, átomos de elementos diferentes apresentam dimensões diferentes. Por exemplo, o raio atómico do hidrogénio é de 0,75 Å, enquanto o raio de um átomo de cloro é de 0,97 Å.

1. Selecione a opção que representa a distância Terra-Sol, nas unidades SI.

(A) 1,5 * 106

(B) 1,5 * 108

(C) 1,5 * 1010

(D) 1,5 * 1011

2. Exprima, em segundos, o valor do tempo de rotação da Terra. Apresente o resultado em notação científica, com três algarismos significativos.

3. Estabeleça a relação entre as ordens de grandeza do diâmetro da Terra e do diâmetro de um átomo.

4. O elemento cloro, de massa atómica relativa 35,45, apresenta dois isótopos: 3517CL e 37

17CL

4.1. O cloro-35 é constituído por…

(A) … 17 protões, 17 neutrões e 18 eletrões.

(B) … 17 protões, 18 neutrões e 17 eletrões.

(C) … 17 protões, 18 neutrões e 18 eletrões.

(D) … 18 protões, 17 neutrões e 18 eletrões.

4.2. A abundância relativa do cloro-35 é 75,77% e a sua massa isotópica relativa é 34,97.

Determine a massa isotópica relativa do cloro-37.

Cotações

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Teste de Avaliação 1

Grupo II

De acordo com a camada, a atmosfera terrestre apresenta diferentes composições gasosas, contudo, é essencialmente constituída por dinitrogénio (N2) e dioxigénio (O2).

É constituída ainda, em quantidades minoritárias, por outros gases, tais como o dióxido de carbono (CO2), a água (H2O), o metano (CH4) e gases nobres (árgon, néon, hélio e crípton).

1. Considere uma amostra de ar constituída por 3,5 mol de dinitrogénio (N2) e 32 g de dioxigénio (O2).

1.1. Selecione a única opção que corresponde ao número aproximado de átomos que existem em 3,5 mol de dinitrogénio (N2).

(A) N = 3,5 * 6,022 * 1023

(B) N = 2 * 3,5 * 6,022 * 1023

(C) N = 28,0 * 6,022 * 1023

(D) N = 2 * 3,5 * 28,0 * 6,022 * 1023

1.2. Determine o número total de átomos que existem nesta amostra de gás. Apresente todas as etapas de resolução.

2. Considere as moléculas poliatómicas que existem em quantidades vestigiais na atmosfera.

2.1. Das seguintes afirmações, selecione a verdadeira.

(A) A fração molar do elemento oxigénio na molécula H2O é superior à fração molar do mesmo elemento na molécula CO2.

(B) A fração molar do elemento oxigénio na molécula H2O é igual à fração molar do mesmo elemento na molécula CO2.

(C) A fração mássica do elemento oxigénio na molécula H2O é superior à fração mássica do mesmo elemento na molécula CO2.

(D) A fração mássica do elemento oxigénio na molécula H2O é igual à fração mássica do mesmo elemento na molécula CO2.

2.2. Estabeleça, através de uma expressão matemática, a relação entre a fração molar e a fração mássica do elemento oxigénio na molécula de dióxido de carbono.

Grupo III

A introdução de níveis de energia para os eletrões pelo modelo atómico de Bohr permite explicar as riscas observáveis nos espetros atómicos de absorção ou emissão de qualquer elemento químico.

1. Compare e distinga os espetros atómicos de absorção e emissão de um mesmo elemento químico usando o seguinte vocabulário: energia, emissão, absorção, riscas, negras, coloridas.

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Test

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2. A figura seguinte representa vários níveis de energia para o eletrão no átomo de hidrogénio, assim como algumas transições possíveis.

X Y

Z

T

n = 1

n = 2

n = 3n = 4

E/J

-5,45 * 10-19

-2,18 * 10-18

-2,42 * 10-19-1,36 * 10-19

2.1. De entre as opções seguintes, selecione a afirmação correta.

(A) A energia envolvida na transição X é superior à energia envolvida na transição Y.

(B) A radiação emitida na transição Y é visível, enquanto a emitida pela radiação T é invisível.

(C) Durante as transições Y e T há absorção de energia.

(D) A transição Z corresponde a uma risca negra no espetro de absorção do átomo de hidrogénio na zona do visível.

2.2. Determine o comprimento de onda associado à transição do eletrão do 2.° estado excitado para o estado fundamental. Apresente todas as etapas de resolução.

Grupo IV

A Tabela Periódica (TP) atual é constituída por 118 elementos químicos organizados em 7 períodos e 18 grupos. Contém elementos de três tipos: os metais (que ocupam a maior parte da TP), os não metais (que se situam mais à direita) e os semimetais (que são os elementos que se encontram posicionados entre os metais e os não metais).

1. Das afirmações seguintes, selecione a correta.

(A) Os elementos que pertencem ao mesmo grupo da TP possuem o mesmo número de níveis de energia.

(B) Os elementos que pertencem ao mesmo período da TP possuem propriedades químicas semelhantes.

(C) Os elementos que pertencem ao grupo 1 da TP são muito pouco reativos.

(D) Os elementos de um mesmo grupo da TP possuem o mesmo número de eletrões de valência.

2. Os átomos dos elementos Na e K pertencem ao grupo 1 da TP, os elementos Mg e Ca pertencem ao grupo 2 e os elementos O e S situam-se no grupo 16.

2.1. Das opções seguintes selecione a que apresenta átomos destes elementos por ordem crescente de energia de ionização.

(A) K, Mg, Ca (B) Mg, Ca, Na

(C) Mg, Na, K (D) K, Na, Mg

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2.2. O átomo de sódio apresenta a seguinte configuração eletrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1 . Das seguintes opções, selecione a correta.

(A) O átomo de sódio possui 4 orbitais.

(B) O átomo de sódio possui 4 subníveis.

(C) O átomo de sódio possui 4 orbitais totalmente preenchidas.

(D) O átomo de sódio possui 11 energias de remoção.

2.3. A seguinte configuração, relativa ao átomo de oxigénio, está errada.

1s2 2s2 2p2x 2p2

y 2p0z

Indique a regra ou princípio que não está a ser respeitada/o.

2.4. Compare, justificando, o raio atómico do sódio com o raio do ião que este átomo tem tendência a formar.

Grupo V

Numa aula laboratorial foi proposta a dois grupos de alunos uma atividade que visava a identificação de um metal usando o método da picnometria para a determinação da densidade relativa do mesmo. Com esse objetivo, os alunos realizaram as etapas do procedimento identificadas na figura seguinte.

Pedaçosde metal

Pedaçosde metal

Picnómetrocom água

Picnómetrocom água e

pedaços de metal

1. Das seguintes expressões, selecione a que foi usada pelos alunos no tratamento dos resultados.

(A) d = mM - M'

(B) d = mM' - M

(C) d = M - M'm

(D) d = M'M - m

2. A tabela seguinte reúne a recolha de dados obtidos pelos dois grupos de trabalho.

Grupo m M M'

1 8,48 90,48 89,68

2 10,571 105,570 104,591

2.1. Determine o valor da densidade relativa do metal em estudo por parte de cada um dos grupos de alunos. Apresente os resultados com o número correto de algarismos significativos.

2.2. Sabendo que o metal que constitui a esfera é o chumbo e que o valor da densidade relativa deste metal, à temperatura da realização da atividade laboratorial, é 11,34, das seguintes afirmações selecione a correta.

(A) O grupo 1 obteve um resultado mais preciso e mais exato do que o grupo 2.

(B) O grupo 1 obteve um resultado menos preciso e mais exato do que o grupo 2.

(C) O grupo 1 obteve um resultado menos preciso e menos exato do que o grupo 2.

(D) O grupo 1 obteve um resultado mais preciso e menos exato do que o grupo 2.

2.3. Identifique um erro aleatório e um erro sistemático que poderão ter influenciado na divergência entre os valores experimentais encontrados pelos dois grupos e o valor teórico para a densidade relativa do metal estudado.

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Critérios de correção do Teste de Avaliação 1 · D1

Grupo I

1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2. .......................................................................... 8 pontos 86164,2 s " 8,62 * 104 s

3. .......................................................................... 8 pontos 1,2756 * 1017 " 1017 m

4.1. .......................................................................... 8 pontos (B)

4.2. ........................................................................ 12 pontos Cálculo da abundância relativa: 24,23% Cálculo da Ar(cloro-37): 36,95

Grupo II

1.1. .......................................................................... 8 pontos (B)

1.2. ........................................................................ 16 pontos Cálculo do número de átomos de N: 4,2 * 1024 Cálculo do número de átomos de O: 1,2 * 1024 Cálculo do número de átomos total: 5,4 * 1024

2.1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2.2. ........................................................................ 12 pontos

xO = wO 44,01

16,00 * 3

Grupo III

1. .......................................................................... 8 pontos O espetro de absorção apresenta um fundo colorido com riscas negras cujas posições/energia correspondem às riscas coloridas do espetro de emissão do mesmo átomo que apresenta um

fundo negro.

2.1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2.2. ....................................................................... 16 pontos Cálculo da variação de energia: - 1,94 * 10- 18 J Cálculo do comprimento de onda: 1,02 * 10- 7 m

Grupo IV

1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2.1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2.2. .......................................................................... 8 pontos (B)

2.3. .......................................................................... 8 pontos Regra de Hund.

2.4. . ....................................................................... 12 pontos Raio do catião sódio é inferior ao raio atómico do sódio por possuir menos um nível de energia.

Grupo V

1. .......................................................................... 8 pontos (A)

2.1. ........................................................................ 12 pontos Grupo 1: d = 10,6; Grupo 2: d = 10,798

2.2 .......................................................................... 8 pontos (C)

2.3 .......................................................................... 8 pontos Erro sistemático – impurezas na amostra Erro aleatório – erro do operador na leitura dos valores medidos

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

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Grelha de classificação do Teste de Avaliação 1


Gru

poI

IIIII

IVV

Item

1.2.

3.4.

1.4.

2.1.

1.1.

2.2.

1.2.

2.1.

2.1.

2.2.

1.2.

1.2.

2.2.

3.2.

4.1.

2.1.

2.2.

2.3.

Cota

ção

88

88

128

168

128

816

88

88

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8N

.°Al

uno

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

Tota

l20

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Bal

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test

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Méd

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de

posi

tivas

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M2 1.2. Dimensões à escala atómicaI 2. 8

M3 1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa médiaI 3. 8I 4. 16

M4 1.4. Quantidade de matéria e massa molarII 1. 16II 2. 8

M5 1.5. Fração molar e fração mássicaII 3. 8



52


M8 2.3. Espetro do átomo de hidrogénioIII 2. 8

M9 2.4. Modelo quântico do átomo e configuração eletrónicaIV 2.4. 8


M10 3.1. Evolução histórica da Tabela PeriódicaIV 1. 8

32M11 3.2. Estrutura da Tabela PeriódicaIV 2.2. 8IV 2.3. 8

M12 3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativosIV 2.1. 8


40AL1.2 Teste de chama

V 1. 12V 2. 8V 3. 8V 4. 12


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Nome N.º Turma


TA

Grupo I

A nanotecnologia, enquanto ciência, tem por objetivo a manipulação da matéria à escala atómica e molecular. As aplicações na nanotecnologia são de grande alcance e espera-se que tenham repercussões nos diferentes setores industriais e de serviços. Os nanomateriais resultam do crescimento das nanopartículas, como o futeboleno (ver figura), que é constituído por 60 átomos de carbono distribuídos por 12 pentágonos e 20 hexágonos e possui um nanómetro de diâmetro.

Na medicina, por exemplo, estão a ser desenvolvidos sistemas inovadores para administração orientada de medicamentos, através de futebolenos e, muito recentemente, foi possível canalizar nanopartículas para o interior de células tumorais, como forma de tratamento, nomeadamente térmico.

1. O texto refere uma das aplicações da nanotecnologia. Apresente duas outras aplicações em diferentes setores industriais e/ou de serviços.

2. O diâmetro de um átomo de carbono é de cerca de 1,5 Å. Selecione a opção que indica corretamente a relação entre a ordem de grandeza de uma estrutura de futeboleno e de um átomo de carbono, em unidades SI.

(A) 101 (B) 10- 1 (C) 100 (D) 102

3. Um dos átomos do elemento carbono é o 146C, espécie muito instável e, por isso, muito reativa.

Este átomo é caracterizado por possuir…

(A) … 20 nucleões e 6 protões.

(B) … número atómico 6 e número de massa 20.

(C) … número atómico 14 e número de massa 6.

(D) … número atómico 6 e número de massa 14.

Cotações

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4. O elemento carbono apresenta três isótopos naturais: 12

6C , 136C e 14

6C

No entanto, o isótopo carbono-14, por ser muito instável, é praticamente inexistente. Sabendo que as massas isotópicas relativas dos isótopos carbono-12 e carbono-13 são, respetivamente, 12,0000 e 13,0034, determine a abundância natural de cada um destes dois isótopos do carbono, sabendo que a massa atómica relativa do carbono é 12,011.

Grupo II

Poluentes atmosféricos tais como o monóxido de carbono (CO), óxidos de nitrogénio (NOx), óxidos de enxofre (SOx), óxidos de carbono (COx) e o ozono (O3) são causadores de um conjunto de problemas, nomeadamente, danos na saúde humana, nos ecossistemas e nos monumentos.

1. Uma amostra de 2,0 mol de um dos poluentes referidos no texto possui 3,6 * 1024 átomos e tem a massa de 92 g. Identifique o poluente em causa indicando a sua fórmula molecular.

2. Selecione a única opção que completa corretamente a frase seguinte.

Uma mesma quantidade de matéria de CO2 e O3 possui…

(A) … a mesma massa.

(B) … o mesmo número de átomos.

(C) … diferente número de moléculas.

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

3. Selecione a opção que apresenta corretamente a fração mássica do oxigénio na molécula de SO3.

(A) w = 3 * 16,00

80,07 (B) w =

80,073 * 16,00

(C) w = 34

(D) w = 43

Grupo III

Os espetros podem ser de absorção ou de emissão e estes podem por sua vez ser contínuos ou descontínuos.

Os espetros seguintes dizem respeito ao átomo de hidrogénio na zona do espetro eletromagnético visível.

I

II

400 nm 700 nm

1. Classifique os espetros I e II.

16

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2. As riscas relativas ao espetro II pertencem à série de…

(A) … Lyman. (B) … Balmer.

(C) … Paschen. (D) … Brackett.

3. Considere a transição eletrónica indicada na figura pela seta vermelha.

3.1. De entre as seguintes transições eletrónicas, identifique a que originou a referida risca.

(A) n = 2 " n = 1 (B) n = 1 " n = 2

(C) n = 3 " n = 2 (D) n = 2 " n = 3

3.2. Determine a energia envolvida na referida transição.

Grupo IV

A Tabela Periódica (TP) atual é constituída por 118 elementos químicos organizados em 7 linhas (períodos) e 18 colunas (grupos), ordenados por ordem crescente de número atómico. Tal como aconteceu até aos dias de hoje, a TP é um documento aberto que poderá a qualquer momento receber mais informações vindas de novas descobertas científicas.

1. Das afirmações seguintes, selecione a opção correta.

(A) Meyer foi o cientista que ordenou os elementos por ordem crescente de número atómico.

(B) Moseley estabeleceu a periodicidade dos elementos em função do seu volume atómico.

(C) Mendeleev colocou os elementos por ordem crescente das suas massas atómicas.

(D) Seaborg descobriu os elementos actinídeos e lantanídeos.

2. Os átomos dos elementos Na, Mg e AL pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica e os elementos Na e K pertencem ao mesmo grupo.

2.1. Das opções seguintes selecione a que apresenta os átomos destes elementos por ordem decrescente de raio atómico.

(A) K, Na, Mg, AL (B) AL, Mg, Na, K

(C) Na, Mg, AL, K (D) K, AL, Na, Mg

2.2. Escreva a configuração eletrónica do átomo do elemento que pertence ao mesmo grupo do 12Mg e ao período imediatamente a seguir.

2.3. Considere as seguintes configurações eletrónicas:

I) 11Na – 1s2 2s2 2px2 2py

2 2pz1 3s2

II) 12Mg – 1s2 2s2 2px2 2py

2 2pz2 4s2

III) 13AL – 1s2 2s2 2px3 2py

2 2pz2 3s2

Selecione a opção correta.

(A) A configuração I não obedece à regra de Hund.

(B) A configuração II obedece ao princípio da construção.

(C) A configuração III não obedece ao princípio de exclusão de Pauli.

(D) A configuração III não obedece à regra de Hund.

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2.4. Relativamente ao átomo de potássio 13919K2, selecione a opção correta.

(A) Possui 4 valores de energia de remoção. (B) Possui 10 orbitais totalmente preenchidas.

(C) Possui 10 subníveis de energia. (D) Possui 6 energias de remoção.

Grupo V

Numa aula no laboratório foi proposta aos alunos uma atividade que visava a identificação dos catiões metálicos em alguns sais de cloro desconhecidos em quatro amostras. Com esse objetivo os alunos embeberam algodão em etanol que colocaram em quatro vidros de relógio e adicionaram uma pequena porção de cada um dos sais nos respetivos vidros de relógio. Depois de provocar a ignição do álcool, observaram as chamas ilustradas na figura.

Amostra A B C D

Cor da chama Violeta Verde-claro Azul-esverdeado Vermelho-tijolo

Depois de consultar o manual, os alunos recolheram os seguintes dados:

Catião Cor da chama

Bário Verde-claro

Cálcio Vermelho-tijolo

Cobre Azul-esverdeado

Magnésio Branco

Potássio Violeta

Sódio Amarelo

1. Identifique os sais de cloro testados na atividade laboratorial.

2. Dê uma explicação para o facto de se terem usados sais constituídos pelo mesmo anião.

3. Nos rótulos de alguns destes sais de cloro observou-se o seguinte pictograma de perigo:

Selecione a opção que indica o significado deste pictograma.

(A) Corrosivo (B) Inflamável

(C) Tóxico (D) Irritante

4. Identifique os perigos associados e os cuidados a ter no manuseamento destes sais.

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Grupo I

1. ........................................................................ 12 pontos Células solares de elevado rendimento Novos materiais resistentes à corrosão

2. .......................................................................... 8 pontos (A)

3. .......................................................................... 8 pontos (D)

4. ........................................................................ 16 pontos Cálculo da abundância relativa do C-12: 98,90% Cálculo da abundância relativa do C-13:

1,096%

Grupo II

1. ........................................................................ 16 pontos NO2

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

3. .......................................................................... 8 pontos (A)

Grupo III

1. ........................................................................ 12 pontos I – espetro descontínuo de absorção II – espetro descontínuo de emissão

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

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

3.2. ........................................................................ 16 pontos Cálculo do comprimento de onda: 656 nm Cálculo da variação de energia:

3,03 * 10- 19 J

Grupo IV

1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2.1. .......................................................................... 8 pontos (A)

2.2. .......................................................................... 8 pontos 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

2.3. .......................................................................... 8 pontos (C)

2.4. .......................................................................... 8 pontos (D)

Grupo V

1. ........................................................................ 12 pontos Cloreto de potássio, cloreto de bário, cloreto de cobre e cloreto de cálcio.

2. .......................................................................... 8 pontos Para ter a garantia de que a diferença de cor observada na chama se deve exclusivamente aos catiões.

3. .......................................................................... 8 pontos (C)

4. ........................................................................ 12 pontos Perigos associados: toxicidade aguda

(via oral, cutânea e inalatória). Cuidados a ter: evitar a inalação de vapores

e o contacto com a pele e os olhos.

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

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Test

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Gru

poI

IIIII

IVV

Item

1.2.

3.4.

1.2.

3.1.

2.3.

1.3.

2.1.

2.1.

2.2.

2.3.

2.4.

1.2.

3.4.

Cota

ção

128

816

168

812

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812

N.°

Alun

o1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

Tota

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Méd

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I 2. 8

M2 1.2. Dimensões à escala atómicaI 3.2. 16

M3 1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa médiaI 3.1. 8

M4 1.4. Quantidade de matéria e massa molarII 1. 8II 2. 8




60

M7 2.2. O modelo atómico de BohrIII 2.1. 16

M8 2.3. Espetro do átomo de hidrogénioIII 2.2.1. 8III 2.2.2. 12

M9 2.4. Modelo quântico do átomo e configuração eletrónicaIV 2. 12



36M11 3.2. Estrutura da Tabela PeriódicaIV 1. 8

M12 3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativosIV 3. 8

IV 4.1. 8IV 4.2. 12

AL1.1 Volume e número de moléculas de uma gota de águaV 1. 8

36

V 2. 12V 3. 16



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Nome N.º Turma


TA

Grupo I

O Universo é tudo o que é físico e vai do infinitamente grande, com tudo o que existe no espaço intergaláctico, até ao infinitamente pequeno com as partículas subatómicas. Num extremo, temos, por exemplo, a distância da Terra à galáxia mais próxima com uma ordem de grandeza de 1022 m, e num outro, temos, por exemplo, o diâmetro de um núcleo atómico com uma ordem de grandeza de 10- 15 m.

1. Selecione a opção que permite completar corretamente a seguinte afirmação.

Podemos afirmar que a dimensão da distância da Terra à galáxia mais próxima é vezes superior ao diâmetro de um núcleo atómico.

(A) 107 (B) 10- 37 (C) 1037 (D) 10- 7

2. Na escala do infinitamente pequeno, ganha particular relevância a nanotecnologia, que, enquanto ciência, tem por objetivo a manipulação da matéria à escala atómica e molecular.

As nanopartículas têm dimensões com uma ordem de grandeza…

(A) … entre 10- 9 m e 10- 7 m. (B) … entre 10- 9 m e 10- 19 m.

(C) … entre 10- 2 m e 10- 7 m. (D) … entre 10- 2 m e 10- 9 m.

3. Considere as seguintes representações simbólicas de três átomos, onde as letras não representam símbolos químicos:

147X , 15

7Y e 146Z

3.1. Das seguintes afirmações, selecione a correta.

(A) Os três átomos pertencem ao mesmo elemento químico.

(B) Os átomos representados pelas letras X e Y são isótopos.

(C) Os átomos representados pelas letras X e Z são isótopos.

(D) Os três átomos apresentam o mesmo número de nucleões.

3.2. Tendo em conta os dados da tabela seguinte:

Partícula

Eletrão Protão Neutrão

Massa / kg 9,109 * 10- 31 1,673 * 10- 27 1,675 * 10- 27

calcule a massa de um átomo representado simbolicamente por 157Y. Apresente o resultado em

notação científica com quatro algarismos significativos.

Cotações

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Grupo II

Uma das substâncias que contribuem para o aumento da acidez da água da chuva é o dióxido de enxofre (SO2), que, ao reagir com o dioxigénio atmosférico (O2), se transforma em trióxido de enxofre (SO3).

Esta substância, por sua vez, reage com a água que também compõe o ar atmosférico, formando ácido sulfúrico (H2SO4) e originando as designadas “chuvas ácidas”.

1. Das seguintes opções, selecione a que completa corretamente a seguinte afirmação.

Uma mole de quantidade de matéria pode ser constituída por…

(A) … 16,00 g de O2 e 3,01 * 1023 moléculas de SO2.

(B) … 32,00 g de SO2.

(C) … 0,25 mol de moléculas de SO3 e 0,25 mol de moléculas de O2.

(D) … 9,03 * 1023 moléculas de SO2.

2. Selecione a única opção que completa corretamente a frase seguinte.

Uma mesma quantidade de matéria de SO2 e O3 possui…

(A) … a mesma massa.

(B) … o mesmo número de átomos.

(C) … diferente número de moléculas.

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

3. Determine a fração mássica do oxigénio na molécula de H2SO4 usando a expressão matemática que relaciona a fração mássica com a fração molar.

Grupo III

A interpretação dos espetros atómicos foi um passo importante para o estudo do átomo, levando ao modelo atómico de Bohr, que introduziu no modelo anterior a noção de níveis de energia para os eletrões.

1. Distinga o espetro de emissão atómico do espetro de emissão da luz branca.

2. O estudo do átomo de hidrogénio, por parte de Bohr, levou à determinação dos valores de energia permitidos para o eletrão deste átomo que constam da seguinte tabela:

Nível Energia (J/átomo)

n = 1 - 21,7 * 10- 19

n = 2 - 5,4 * 10- 19

n = 3 - 2,4 * 10- 19

n = 4 - 1,4 * 10- 19

2.1. Determine a frequência mínima de radiação que é necessário fornecer a cada átomo de hidrogénio no estado fundamental para provocar excitação eletrónica.

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Test

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2.2. A figura seguinte representa o espetro de emissão do átomo de hidrogénio, na zona do visível.

A B C

2.2.1. Das seguintes informações selecione a correta.

(A) As riscas observadas correspondem à série de Lyman.

(B) A risca C corresponde à transição eletrónica que ocorre entre o 3.° e o 2.° estados excitados.

(C) A risca C corresponde à transição eletrónica que ocorre entre o 4.° e o 3.° estados excitados.

(D) A risca A corresponde à energia emitida com um menor comprimento de onda.

2.2.2. Entre que níveis de energia transitou o eletrão correspondente à formação da risca B?

Grupo IV

Na Tabela Periódica (TP) os elementos estão organizados por ordem crescente dos seus números atómicos. A posição dos elementos relaciona-se com as configurações eletrónicas dos átomos dos 118 elementos que determinam as respetivas localizações nos 18 grupos e 7 períodos.

1. Relativamente à organização da TP, selecione a opção correta.

(A) Os elementos que se encontram no mesmo grupo têm o mesmo número de níveis de energia.

(B) O raio atómico aumenta ao longo do período, da esquerda para a direita.

(C) A energia de ionização diminui ao longo do grupo, de cima para baixo.

(D) Os elementos metálicos localizam-se mais à direita da TP.

2. Um átomo de um determinado elemento apresenta quatro valores diferentes de energia de remoção e um eletrão de valência.

Escreva a configuração eletrónica deste átomo.

3. Selecione a única opção que contém os termos que preenchem, sequencialmente, os espaços seguintes, de modo a obter uma afirmação correta.

O oxigénio e o enxofre são elementos que pertencem ao mesmo da TP. O átomo de enxofre

tem raio atómico e energia de ionização do que o átomo de oxigénio.

(A) período … menor … maior

(B) grupo … menor … maior

(C) período … maior … menor

(D) grupo … maior … menor

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4. Considere as seguintes espécies isoeletrónicas: 10Ne, 11Na+ e 9F-.

4.1. Das seguintes afirmações, selecione a opção correta.

(A) Uma possível configuração para estas espécies poderá ser 1s2 2s2 2p5 3s1.

(B) As três espécies apresentam o mesmo número de protões.

(C) As três espécies apresentam um mesmo raio atómico.

(D) As três espécies apresentam o mesmo número de neutrões.

4.2. Compare, justificando, o raio do ião F- com o raio do átomo que lhe deu origem.

Grupo V

A primeira atividade laboratorial de Química de 10.° ano realizada por um grupo de alunos consistiu em determinar o volume e o número de moléculas de uma gota de água.

Os alunos começaram por medir o volume e a massa de 100 gotas de água recolhidas num gobelé (fazendo previamente a tara) usando uma balança semianalítica e uma bureta de capacidade 10 mL.

Os alunos registaram os seguintes dados:

Massa (g) Volume (mL)

Valor medido Sensibilidade da balança Valor medido Menor valor da escala

100 gotas de água 3,141 0,001 3,0 0,1

1. Em alternativa ao uso da bureta, os alunos poderiam ter usado uma proveta com a mesma capacidade para a medição do volume das gotas de água.

Das seguintes opções, selecione a afirmação correta.

(A) O uso da proveta permitiria uma medição mais precisa.

(B) O uso da proveta permitiria uma medição sujeita a uma menor incerteza de leitura na medição da escala.

(C) A proveta apresenta uma menor sensibilidade do que a bureta.

(D) O uso da proveta permitiria uma medição mais rigorosa.

2. Apresente os resultados das duas medições (massa e volume das 100 gotas de água) com o número adequado de algarismos significativos.

3. Determine o volume e o número de moléculas de uma gota de água. Apresente os resultados em notação científica e também todas as etapas de resolução.

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Grupo I

1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2. .......................................................................... 8 pontos (A)

3.1. .......................................................................... 8 pontos (B)

3.2. ........................................................................ 16 pontos m = 2,512 * 10- 26 kg

Grupo II

1. .......................................................................... 8 pontos (A)

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

3. ...............................................................................12 pontos wO = 0,6525

Grupo III

1. ........................................................................ 12 pontos O espetro de emissão de um átomo é um

espetro descontínuo (fundo negro e riscas coloridas), enquanto que o espetro da luz branca é um espetro contínuo.

2.1. ........................................................................ 16 pontos Cálculo da variação de energia:

1,6 * 10- 18 J Cálculo da frequência:

2,4 * 1015 Hz

2.2.1. ....................................................................... 8 pontos (D)

2.2.2. .................................................................... 12 pontos n = 4 para n = 2

Grupo IV

1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2. ........................................................................ 12 pontos 1s2 2s2 2p6 3s1

3. .......................................................................... 8 pontos (D)

4.1. .......................................................................... 8 pontos (A)

4.2. ........................................................................ 12 pontos O raio do anião é superior ao do átomo uma vez que hove um aumento do volume da nuvem eletrónica com a “entrada” de 1 eletrão provocando maior repulsão entre os eletrões.

Grupo V

1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2. ........................................................................ 12 pontos m = (3,141 ¿ 0,001) g V = (3,00 ¿ 0,05) mL

3. ........................................................................ 16 pontos Cálculo da massa:

3,141 * 10- 2 g Cálculo do volume:

3,00 * 10- 2 mL Cálculo do número de moléculas:

1,05 * 1021 moléculas

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

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Gru

poI

IIIII

IVV

Item

1.2.

3.1.

3.2.

1.2.

3.1.

2.1.

2.2.

1.2.

2.2.

1.2.

3.4.

1.4.

2.1.

2.3.

Cota

ção

88

816

88

1212

168

128

128

812

812

16N

.°Al

uno

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

Tota

l20

0

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do

test

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Méd

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tivas

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Test

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Matriz do Teste de Avaliação 4Domínio 2 Propriedades e transformações da matéria


SD1. Ligação química

M13 1.1. Tipos de ligações químicasI 1. 8

52

I 2. 8


I 3. 8I 4. 8I 5. 12I 6. 8


SD2. Gases e dispersões

M16 2.1. Lei de Avogadro, volume molar e massa volúmicaII 2.1. 8

68

II 2.2. 12

M17 2.2. Soluções, coloides e suspensõesII 1. 12


II 2.3. 12III 1. 8III 2. 8III 3. 8


SD3. Transformações químicas


IV 1. 8

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IV 2.1. 8IV 2.2.1. 12IV 2.2.2. 12IV 2.2.3. 8



V 1. 8

32

V 2. 8V 3.1. 8V 3.2. 8




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Nome N.º Turma


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Grupo I

Dois átomos dizem-se ligados quimicamente quando a sua energia potencial apresenta um valor mínimo a uma distância designada distância internuclear de equilíbrio.

Considere a figura onde se pretende representar a variação da energia potencial associada à ligação química entre os átomos de cloro, na molécula de CL2, em função da distância internuclear.

0,198r / nm

E p / kJ

mol-1

-244

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

O valor 244 kJ/mol representa a , enquanto que 0,198 nm representa o .

(A) … energia de ionização … comprimento médio de ligação

(B) … energia de ligação … comprimento médio de ligação

(C) … energia de ionização … raio atómico do átomo do cloro

(D) … energia de ligação … raio atómico do átomo do cloro

2. Represente a configuração eletrónica do átomo de cloro no estado fundamental.

3. Na molécula de cloro, os átomos encontram-se ligados por uma…

(A) … ligação covalente simples.

(B) … ligação covalente dupla.

(C) … ligação covalente tripla.

(D) … ligação iónica.

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4. Na tabela seguinte apresentam-se os valores da energia de ligação e do comprimento de ligação de duas substâncias elementares constituídas por átomos de elementos que pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica.

Molécula Energia de ligação (kJ/mol)

Comprimento de ligação (pm)

Dibromo, Br2 193 228

Diiodo, I2 151 266

Selecione a opção que justifica o facto de a energia de ligação da molécula de I2 ser menor do que a energia de ligação da molécula de Br2.

(A) A distância internuclear em I2 é maior do que em Br2.

(B) O raio atómico de Br é maior do que o raio atómico de I.

(C) O número de eletrões ligantes na molécula de Br2 é maior do que na molécula de I2.

(D) O número de eletrões ligantes na molécula de I2 é maior do que na molécula de Br2.

5. O tetraclorometano é constituído por quatro átomos de cloro ligados ao carbono, cuja fórmula química molecular é CCL4.

Represente a fórmula de estrutura do tetraclorometano e indique a sua geometria molecular.

6. A ligação entre os átomos, numa molécula, origina outras estruturas de maior dimensão, como a que a seguir se apresenta, relativa ao paracetamol.

(a)(b)O

HO

HN CH3

Relativamente aos grupos funcionais (a) e (b) referenciados na fórmula de estrutura do paracetamol, podemos afirmar que representam, respetivamente, os grupos funcionais…

(A) … hidroxilo e carbonilo. (B) … carbonilo e carboxilo.

(C) … hidroxilo e carboxilo. (D) … carbonilo e hidroxilo.

Grupo II

A troposfera terrestre contém, para além da mistura de dinitrogénio e de dioxigénio, materiais dispersos, sólidos e líquidos. Esses materiais dispersos, bem como a mistura gasosa, consistem em misturas de duas ou mais substâncias que se designam por dispersões e que podem ser classificadas de acordo com as dimensões das partículas que as constituem.

1. Elabore um pequeno texto onde explore os seguintes tópicos:

• identificação dos tipos de dispersões que existem na troposfera;

• classificação dos tipos de dispersões com base no tamanho das partículas que as constituem;

• apresentação de um exemplo de cada tipo de dispersão.

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2. Considere uma amostra de ar atmosférico, constituída por dinitrogénio e dioxigénio, com percentagens, em volume, de 78% e 21%, respetivamente, contida num balão indeformável, de capacidade 5 dm3, nas condições PTN.

2.1. Selecione a expressão que permite calcular a quantidade de matéria de dioxigénio presente no balão.

(A)

215

* 22,4

100 (B)

2122,4

* 5

100

(C)

521

* 100

22,4 (D)

21100

* 5

22,4

2.2. Calcule o número de átomos de nitrogénio presentes no balão. Apresente todas as etapas da resolução.

2.3. Determine a fração molar do dinitrogénio presente na amostra.

Grupo III

A água do mar é constituída por uma solução de vários tipos de sais minerais dissolvidos ao longo dos tempos, originados pela erosão causada pela chuva, vento, mar e caudais dos rios e subsequente arrasto dessas partículas das rochas em terra para o mar.

A tabela seguinte apresenta a concentração molar de alguns sais presentes numa amostra de água do mar.

Componente mol/L deágua do mar

NaCℓ 0,41MgCℓ2 0,06Na2SO4 0,02

KCℓ 0,01

Outros sais com Na+ 0,01

1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a massa de cloreto de sódio, NaCL, existente em cada 100 mL da água considerada.

(A) 0,1 * 58,45

0,41 (B)

0,41 * 58,450,1

(C) 0,41 * 58,45 * 0,1 (D) 0,41 + 58,45 * 0,1

2. Selecione a opção que traduz a quantidade de matéria de aniões cloreto existentes por litro de água do mar.

(A) 0,54 mol (B) 0,41 mol (C) 0,48 mol (D) 0,47 mol

3. Sendo 1,017 g/mL a massa volúmica da água do mar considerada, selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a percentagem em massa de iões magnésio.

(A) 1,017 * 24,31

0,06 (B)

0,06 * 1,01724,31

(C) 0,06 * 24,31

1,017 (D)

0,06 + 24,311,017

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Grupo IV

As reações químicas estão presentes no nosso dia a dia e ocorrem quando há formação de novas substâncias diferentes das iniciais.

Tal facto só é possível devido à rutura de ligações químicas que unem os átomos das substâncias iniciais e à formação de novas ligações químicas, após rearranjo dos átomos, para originar novas substâncias.

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

A rutura de ligações químicas é um processo e a formação de novas ligações químicas é um processo .

(A) … exoenergético … endoenergético

(B) … endoenergético … exoenergético

(C) … endoenergético … endoenergético

(D) … exoenergético … exoenergético

2. A reação do dinitrogénio com o di-hidrogénio permite obter o amoníaco, de acordo com a seguinte equação química:

N2(g) + 3 H2(g) — 2 NH3(g) + energia

2.1. Podemos classificar o processo de produção de amoníaco de endoenergético ou exoenergético?

2.2. Considere as energias de ligação que a seguir se apresentam.

Ligação N ≠ N H - H N - H

Energia de ligação (kJ/mol) 945 436 391

2.2.1. Calcule a energia envolvida na quebra das ligações dos reagentes.

2.2.2. Calcule a energia envolvida na formação de novas ligações.

2.2.3. Selecione o digrama de energia que traduz o processo de produção do amoníaco.

(A) (B)

Átomos separados

Reagentes

Produtos

Enta

lpia

(H)

∆H > 0

Átomos separados

Reagentes

Produtos

∆H < 0

Enta

lpia

(H)

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Grupo V

Com o objetivo de estudar em laboratório a miscibilidade de líquidos, um grupo de alunos realizou uma atividade laboratorial efetuando testes de miscibilidade com várias amostras. Na listagem de líquidos a estudar, fornecida pelo professor, estão a água, o metanol, a acetona e o éter de petróleo.

1. Escreva a fórmula de estrutura das moléculas que constituem o metanol e a acetona (propanona).

2. Tendo em conta a informação da tabela, das seguintes opções selecione a que representa as substâncias polares.

I II III IV

Água Metanol Acetona Éter de petróleo

(A) I, II e IV

(B) III e IV

(C) II e III

(D) I, II e III

3. Durante os testes de miscibilidade os alunos criaram uma matriz de tubos de ensaio, adicionando 2 mL de cada amostra em teste. No quadro seguinte registaram-se os ensaios efetuados.

Éter de petróleo Acetona Metanol

Água

Metanol

Acetona

Nota: Éter de petróleo – mistura de hidrocarbonetos (pentano e hexano)

3.1. Complete a tabela de modo a fazer corresponder o resultado dos testes, utilizando os termos miscível e imiscível.

3.2. Justifique, referindo-se ao tipo de ligações intermoleculares estabelecidas, o resultado dos ensaios entre a água e o éter de petróleo.

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Grupo I

1. .......................................................................... 8 pontos (B)

2. .......................................................................... 8 pontos 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

3. .......................................................................... 8 pontos (A)

4. .......................................................................... 8 pontos (A)

5. ........................................................................ 12 pontos

C’

CC’

C’ C’

Geometria tetraédrica

6. .......................................................................... 8 pontos (C)

Grupo II

1. ........................................................................ 12 pontos

Tópico A – Na troposfera é possível encontrar soluções, coloides e suspensões.

Tópico B – As misturas de substâncias designam-se por soluções se a dimensão das partículas que as constituem são inferiores a 1 nm; as partículas que constituem os coloides possuem dimensões compreendidas entre 1 nm e 1000 nm; se as partículas possuírem dimensões superiores a 1 mm passam a ser designadas por suspensões.

Tópico C – Como exemplo de soluções, coloides e suspensões na troposfera podemos ter ar límpido, nevoeiro e poeiras, respetivamente.

2.1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2.2. ........................................................................ 12 pontos

Etapa A: volume de dinitrogénio V = 0,78 * 5,0 = 3,9 dm3 Etapa B: quantidade de matéria de dinitrogénio

n = 3,9

22,4 = 0,17 mol

Etapa C: número de átomos de nitrogénio

N = 2 * 0,17 * 6,022 * 1023 = 2,0 * 1023 átomos de N

2.3. ........................................................................ 12 pontos Etapa A: quantidade de matéria de dinitrogénio

n = 0,17 mol Etapa B: quantidade de matéria de dioxigénio

n = 0,047 mol Etapa C: fração molar de dinitrogénio

xN2= 0,17

0,17 + 0,047 = 0,78

Grupo III

1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2. ........................................ ……………………….…… 8 pontos (A)

3. .......................................................................... 8 pontos (C)

Grupo IV

1. .......................................................................... 8 pontos (B)

2.1. .......................................................................... 8 pontos Exoenergético

2.2.1. ...................................................................... 12 pontos 1 * E (N ≠ N) + 3 * E (H - H) =

= 945 + 3 * 436 = 2253 kJ

2.2.2. ..................................................................... 12 pontos 2 * (3 * E (N - H)) = 2 * 3 * 391 = 2346 kJ

2.2.3. ....................................................................... 8 pontos (B)

Grupo V

1. .......................................................................... 8 pontos

H C

H

O H

H

CH3 CH3CC

O

Metanol Acetona

2. .......................................................................... 8 pontos (D)

3.1. .......................................................................... 8 pontos

Éter de petróleo Acetona Metanol

Água Imiscível Miscível Miscível

Metanol Imiscível Miscível

Acetona Imiscível

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

Quando a água e o éter de petróleo são misturados não se verifica miscibilidade, pois as ligações que se estabelecem entre as moléculas de água são ligações de hidrogénio, que são muito mais fortes que as ligações que se estabelecem entre as moléculas do éter de petróleo – ligações dipolo instantâneo-dipolo induzido, de menor intensidade. Substâncias com forças de ligação de intensidades muito distintas não são miscíveis.

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

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Gru

poI

IIIII

IVV

Item

1.2.

3.4.

5.6.

1.2.

1.2.

2.2.

3.1.

2.3.

1.2.

1.2.

2.1.

2.2.

2.2.

2.3.

1.2.

3.1.

3.2.

Cota

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N.°

Alun

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72M14 1.2. Ligação covalente

I 1. 12I 2. 8

I 3.1. 8I 3.2. 8II 1.1. 8II 1.2. 8II 2. 12

M15 1.3. Ligações intermolecularesII 1.3. 8



40


M18 2.3. Composição quantitativa de soluçõesIII 1. 8III 2. 16

M19 2.4. Diluição de soluções aquosasIII 3. 8III 4. 8



56


IV 1.1. 12IV 1.2. 12IV 2. 8

IV 3.1. 12IV 3.2. 12


32

AL2.2 Soluções a partir de solutos sólidosV 1. 8V 2. 8V 3. 8

AL2.3 Diluição de soluçõesV 4. 8


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Nome N.º Turma


TA

Grupo I

A ligação covalente caracteriza-se por uma partilha mútua de eletrões de valência entre os átomos que constituem uma molécula. Dependendo do número de eletrões que intervêm na ligação, maior ou menor será a intensidade das forças que mantêm os átomos ligados.

Considere as seguintes moléculas diatómicas:

Molécula Diflúor Dioxigénio Dinitrogénio

Fórmula molecular F2 O2 N2

1. Represente a estrutura de Lewis das moléculas de F2, O2 e N2.

2. Das seguintes afirmações selecione a correta.

(A) A energia de ligação da molécula de dinitrogénio é menor do que a da molécula de dioxigénio.

(B) O comprimento de ligação da molécula de dioxigénio é menor do que o da molécula de diflúor.

(C) A energia de ligação da molécula de diflúor é maior do que a da molécula de dioxigénio.

(D) O comprimento de ligação da molécula de dinitrogénio é maior do que o da molécula de diflúor.

3. Em moléculas poliatómicas, o efeito das repulsões eletrónicas determina a geometria das moléculas. Considere as moléculas de dióxido de carbono, CO2, água, H2O, e amoníaco, NH3.

3.1. Relativamente à molécula de dióxido de carbono, podemos afirmar que esta molécula possui…

(A) … quatro eletrões ligantes e quatro eletrões não ligantes.

(B) … oito pares de eletrões ligantes e oito pares de eletrões não ligantes.

(C) … oito eletrões ligantes e oito pares de eletrões não ligantes.

(D) … oito eletrões ligantes e oito eletrões não ligantes.

3.2. Selecione a opção que apresenta as geometrias das moléculas de dióxido de carbono, água e amoníaco, respetivamente.

(A) angular – linear – tetraédrica

(B) linear – angular – piramidal trigonal

(C) angular – linear – piramidal trigonal

(D) linear – piramidal trigonal – tetraédrica

Cotações

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Grupo II

Os compostos orgânicos são substâncias que possuem obrigatoriamente na sua constituição átomos de carbono. Este tipo de moléculas é extremamente importante por ser o constituinte básico da matéria orgânica, ou seja, dos seres vivos.

1. Considere as fórmulas de estrutura dos seguintes compostos orgânicos.

H C

H

COH

H O

H C

H

HC

H O

H C

H

H

C OH

H

H

H C

H

C

H

C H

H

HO

(I) (II) (III) (IV)

1.1. Selecione a opção que contém a designação correta da família a que pertence cada um dos compostos I, II, III e IV, respetivamente.

(A) álcool – aldeído – ácido carboxílico – cetona

(B) ácido carboxílico – cetona – álcool – cetona

(C) ácido carboxílico – aldeído – álcool – cetona

(D) cetona – ácido carboxílico – cetona – álcool

1.2. A fórmula de estrutura do composto II refere-se…

(A) … ao etanol. (B) … ao etanal.

(C) … ao ácido etanoico. (D) … à cetona.

1.3. Indique o tipo de ligações que se estabelecem, preferencialmente, entre moléculas de etanol.

2. A fórmula de estrutura que a seguir se apresenta refere-se à glicose.

CH2 CH CH CH CH C

OH

OHOHOHOH H

O

Complete a tabela de modo a indicar o número de cada um dos grupos funcionais existentes na molécula da glicose.

Grupo funcional Hidroxilo Carbonilo Carboxilo Amino

N.° de grupos

Grupo III

No laboratório de Química encontrava-se um frasco de um reagente em cujo rótulo consta a seguinte informação:

NaOH(aq) Solução aquosa de hidróxido de sódio

M = 40,0 g/mol

c = 0,50 mol/dm3

V = 500 mL

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1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a concentração mássica da solução em causa.

(A) 0,5 * 0,50 + 40,0

0,500

(B) 0,5 * 0,50

40,0

(C) 0,50 * 40,0

0,500

(D) 0,5 * 0,50 * 40,0

0,500

2. Supondo que a adição do soluto não provoca variação de volume, calcule a fração molar de hidróxido de sódio (r(H2O) = 1,0 g/cm3).

Apresente todas as etapas de resolução.

3. A partir da solução anterior prepararam-se 50 mL de solução diluída, com fator de diluição 5.

Das seguintes afirmações, selecione a correta.

(A) A concentração da solução diluída é igual à da solução utilizada.

(B) A concentração da solução diluída é cinco vezes maior do que a concentração da solução de origem.

(C) A concentração da solução diluída é cinco vezes menor do que a concentração da solução de origem.

(D) A quantidade de matéria de NaOH presente na solução diluída é igual a 0,05 mol.

4. Selecione a opção que contém o termo que completa corretamente a seguinte frase.

Numa outra solução para a qual foi utilizada a mesma massa de soluto mas o dobro do volume de solvente relativamente à solução original, a concentração mássica da nova solução .

(A) … aumenta para o dobro.

(B) … diminui para metade.

(C) … é a mesma que a da solução original.

(D) … não pode ser definida.

Grupo IV

A atmosfera terrestre funciona, essencialmente, como um filtro da radiação solar, deixando-se atravessar pelas radiações de energia mais baixa e absorvendo as de energia mais alta que ficam retidas nas camadas superiores da atmosfera.

Considere as radiações que a seguir se apresentam:

Visível UVA UVB UVC Raios gama

(A) (B) (C) (D) (E)

1. Identifique as radiações:

1.1. maioritariamente retidas nas camadas superiores da atmosfera;

1.2. que atingem a estratosfera e, em parte, a troposfera.

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2. Considere as reações fotoquímicas representadas pelos esquemas seguintes.

Fotãoincidente

N2 N2+

+ e-

Fotãoincidente

C’2

C’•

C’•

(I) (II)

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

O esquema (I) representa uma reação de e o esquema (II) uma reação de .

(A) … fotoionização… fotoionização (B) … fotodissociação… fotodissociação

(C) … fotodissociação… fotoionização (D) … fotoionização… fotodissociação

3. As energias de dissociação e de ionização para o dinitrogénio, N2, são 1,6 * 10- 18 J e 2,5 * 10- 18 J, respetivamente.

3.1. Por que razão uma radiação de energia 2,0 * 10- 18 J é capaz de provocar a dissociação da molécula de N2 mas não é capaz de a ionizar?

3.2. Será a radiação vermelha de comprimento de onda 700 nm capaz de provocar a dissociação e/ou a ionização da molécula de N2? Comece por calcular a energia da radiação em causa.

Grupo V

Numa aula laboratorial um grupo de alunos tinha como objetivo a preparação de 100 cm3 de uma solução aquosa de permanganato de potássio, KMnO4, com uma concentração igual a 0,500 mol/dm3, executando o procedimento que a seguir se ilustra (M(KMnO4) = 158,0 g mol- 1).

0,0gm

1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a massa de KMnO4 existente na solução.

(A) 0,500 * 158,0

0,100(B)

0,500 * 0,100158,0

(C) 0,500 * 0,100 + 158,0 (D) 0,500 * 0,100 * 158,0

2. Calcule a concentração mássica da solução preparada e indique o resultado em notação científica, com três algarismos significativos.

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

Para a solução preparada a concentração de catião potássio é concentração do anião permanganato.

(A) … maior que a… (B) … menor que a… (C) … igual à…

4. Suponha que se pretende diluir 50 mL de solução concentrada adicionando 50 mL de água destilada. Nestas condições, o fator de diluição foi:

(A) 0,5 (B) 2 (C) 4 (D) 50

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Grupo I

1. ........................................................................ 12 pontos

F F

O O

N N

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

3.1. .......................................................................... 8 pontos (D)

3.2. .......................................................................... 8 pontos (B)

Grupo II

1.1. .......................................................................... 8 pontos (C)

1.2. .......................................................................... 8 pontos (B)

1.3. .......................................................................... 8 pontos Ligações de hidrogénio

2. ........................................................................ 12 pontos Hidroxilo - 5; Carbonilo - 1; Carboxilo - 0; Amino - 0

Grupo III

1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2. ........................................................................ 16 pontos Etapa A:

n (NaOH) = 0,50 * 0,50 = 0,25 mol

Etapa B:

n (H2O) = 50018,0

= 27,8 mol

Etapa C:

x = nNaOH

ntotal =

0,250,25 + 27,8

= 0,0089

3. .......................................................................... 8 pontos (C)

4. .......................................................................... 8 pontos (B)

Grupo IV

1.1. ........................................................................ 12 pontos (D) e (E)

1.2. ........................................................................ 12 pontos (A), (B) e (C)

2. .......................................................................... 8 pontos (D)

3.1. ........................................................................ 12 pontos

Tópico A: Como a radiação possui energia superior à necessária para provocar fotodissociação, é capaz de provocar a fotodissociação da molécula.

Tópico B: A energia da radiação é inferior à energia de ionização pelo que não é suficientemente energética para provocar fotoionização.

3.2. ........................................................................ 12 pontos

Etapa A: Cálculo da energia

E = 6,63 * 10- 34 * 3,00 * 108

700 * 10- 9= 2,84 * 10- 19 J

Etapa B: A radiação não é capaz de provocar ionização nem

dissociação.

Grupo V

1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2. .......................................................................... 8 pontos

cm = mV= n * M

V= c * V * M

V= 0,500 * 158,8 = 79,0 =

= 7,90 * 101 g/dm3

3. .......................................................................... 8 pontos (C)

4. .......................................................................... 8 pontos (B)

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

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Gru

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IIIII

IVV

Item

1.2.

3.1.

3.2.

1.1.

1.2.

1.3.

2.1.

2.3.

4.1.

1.1.

2.2.

3.1.

3.2.

1.2.

3.4.

Cota

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M13 1.1. Tipos de ligações químicasI 1. 16

84

I 2. 12


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




III 1.1. 8

84

III 1.2. 8III 1.3. 12III 1.4. 8


M18 2.3. Composição quantitativa de soluçõesIV 1. 12IV 2. 8IV 3. 12

M19 2.4. Diluição de soluções aquosasIV 4.1. 8IV 4.2. 8





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V 1. 8V 2. 8

V 3.1. 8V 3.2. 8

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Test

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Nome N.° Turma


TA

Grupo I

A ligação química consiste num conjunto de forças que mantêm os átomos, iões ou moléculas unidos entre si, de modo a constituírem estruturas mais estáveis.

1. Elabore um pequeno texto que caracterize e distinga as ligações intramoleculares das ligações intermoleculares.

2. Estabeleça a correta correspondência entre os elementos das colunas I e II, de modo a classificar cada tipo de ligação química.

COLUNA I COLUNA II

A. Ligação dipolo-dipolo

B. Ligação iónica

C. Ligação de hidrogénio

D. Ligação covalente

E. Ligação dipolo-dipolo induzido

F. Ligação metálica

I. Ligações caracterizadas por partilha muito significativa de eletrões

II. Ligações caracterizadas por partilha pouco significativa de eletrões

3. Considere a molécula de dióxido de carbono, constituída por um átomo de carbono ao qual estão ligados dois átomos de oxigénio, cuja fórmula molecular é CO2.

Das seguintes afirmações selecione a correta.

(A) Entre as moléculas de dióxido de carbono estabelecem-se ligações do tipo dipolo-dipolo.

(B) As ligações intramoleculares entre moléculas de CO2 são do tipo dipolo-dipolo induzido.

(C) O facto de o CO2 ser um gás à temperatura ambiente deve-se à elevada intensidade das ligações intramoleculares.

(D) O estado físico do CO2 à temperatura ambiente deve-se à baixa intensidade das interações intermoleculares.

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4. Selecione a opção que contém as respetivas expressões que completam corretamente as frases seguintes.

A caracteriza-se por uma partilha mútua de eletrões dos átomos ligados.

A resulta das intensas forças de atração eletrostática entre iões de carga contrária.

A é caracterizada pela partilha de eletrões de valência deslocalizados por todos os átomos.

(A) ligação metálica - ligação covalente - ligação iónica

(B) ligação covalente - ligação iónica - ligação metálica

(C) ligação iónica - ligação metálica - ligação covalente

(D) ligação covalente - ligação metálica - ligação iónica

Grupo II

Os hidrocarbonetos são compostos constituídos exclusivamente por carbono e hidrogénio, diferindo no número de átomos de carbono e na forma como estes estabelecem ligações entre si. Considere um hidrocarboneto saturado, de cadeia aberta linear, não ramificada, e com três átomos de carbono.

1. Represente a fórmula de estrutura do hidrocarboneto.

2. Selecione a opção que traduz a fórmula molecular do hidrocarboneto em causa.

(A) C3H3 (B) C3H6

(C) C3H8 (D) C3H10

3. Qual o nome do hidrocarboneto em causa?

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

A molécula de propano possui eletrões ligantes e eletrões não ligantes.

(A) … 18… 0… (B) … 20… 0…

(C) … 18… 2… (D) … 20… 2…

5. O paracetamol é um fármaco com propriedades analgésicas, mas sem propriedades anti-inflamatórias clinicamente significativas. As unidades estruturais que representam esta substância possuem a seguinte fórmula de estrutura.

N

H

O(a)

(c)

(b)

CH3

HO

Selecione a opção que refere a família a que pertence o grupo funcional que as letras (a), (b) e (c) pretendem representar, respetivamente.

(A) aminas - cetonas - álcoois

(B) álcoois - aminas - cetonas

(C) álcoois - cetonas - aminas

(D) cetonas - álcoois - aminas

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Grupo III

Considere dois balões iguais, indeformáveis, de capacidade 1,0 dm3, como os que se mostram na figura. No balão A foram colocados 8,0 g de dibromo, Br2, à temperatura de 25 °C, e o balão B encontrava-se inicialmente vazio.

1.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o volume molar do gás, nas condições a que ficou submetido.

(A) 1608,0

(B) 1608,0

* 0,5 (C) 8,0160

(D) 16081,0

* 8,0

1.2. A um dado momento é aberta a torneira que existe no tubo que liga os dois balões e o gás que inicialmente estava no balão A passa a ocupar os dois balões.

Mantendo a temperatura constante, podemos afirmar que:

(A) O volume molar do gás manteve-se.

(B) A massa volúmica do gás presente no balão A diminui para metade.

(C) A quantidade de matéria gasosa presente nos balões diminui.

(D) A quantidade de matéria presente no balão A continua a ser maior do que a presente no balão B.

1.3. Selecione os gráficos que podem traduzir a variação de pressão do balão A e do balão B, respetivamente, desde que a torneira do tubo que os liga é aberta.

t

p

0 t1 t

p

0 t1 t

p

0 t1 t

p

0 t1

(I) (II) (III) (IV)

1.4. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o valor do volume que o gás ocuparia, nas condições PTN.

(A) 8,0160

* 22,4 (B) 8,0

22,4* 160 (C)

8,0160

+ 22,4 (D) 22,48,0

+ 160

Grupo IV

O ácido ascórbico, também designado por vitamina C, é uma molécula usada na hidroxilação de outras moléculas em reações bioquímicas que ocorrem nas células. Considere a utilização de um comprimido, de 1,0 g, de vitamina C, dissolvido num copo com 100 mL de água (M (ácido ascórbico) = 176,12 g/mol).

1. Calcule a concentração mássica da solução, expressa em g dm- 3.

2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a massa volúmica em g mL–1 da solução preparada.

(A) 100 * 101 (B) 100 + 101 (C) 100101

(D) 101100

3. Calcule a concentração molar do ácido ascórbico na solução. Apresente o resultado em notação científica, com dois algarismos significativos.


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A B

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4. Selecione a opção que completa corretamente as seguintes frases.

Caso o conteúdo da solução preparada fosse vertido para um copo maior e acrescentada água até que a solução final ficasse com o dobro do volume:

4.1. a solução era diluída com um fator de diluição igual a .

(A) … 10 (B) … 40 (C) … 2 (D) … 4

4.2. a concentração da nova solução para .

(A) … diminuiria… metade (B) … aumentaria… o dobro

(C) … aumentaria… um valor 10 vezes maior (D) … diminuiria… um valor 10 vezes menor

Grupo V

Com o objetivo de estudar a ação da luz visível, de diferentes frequências, num precipitado de cloreto de prata, um grupo de alunos planeou uma atividade laboratorial, dispondo do seguinte material e reagentes:

• 2 gobelés • Caixa reação fotoquímica

• Proveta de 5 mL • Solução de cloreto de sódio

• 4 microtubos de ensaio • Solução de nitrato de prata

• Suporte para microtubos de ensaio

1. A preparação do cloreto de prata foi possível por mistura de duas soluções, em igual concentração, de nitrato de prata e de cloreto de sódio.

Escreva a equação que traduz a reação do nitrato de prata com o cloreto de sódio.

2. Selecione a opção que traduz a equação química responsável pelo escurecimento da solução.

(A) Ag+(aq) + CL-(aq) " Ag(s) + CL2(g) (B) 2 Ag+(aq) + CL-(aq) " 2 Ag(s) + CL2(g)

(C) Ag+(aq) + 2 CL-(aq) " 2 Ag(s) + CL2(g) (D) 2 Ag+(aq) + 2 CL-(aq) " 2 Ag(s) + CL2(g)

3. As etapas do procedimento associadas à atividade laboratorial foram realizadas em duas partes, cujas observações foram registadas numa tabela como a seguinte:

Parte I Parte II

Ausência de luz Luz branca Luz azul Luz vermelha

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4

3.1. A que se deve o facto de o cloreto de prata escurecer quando iluminado por radiação visível?

3.2. Selecione a(s) opção(ões) correta(s).

Relativamente às observações registadas passados 3 minutos quanto ao aspeto da solução-teste dos quatro tubos, podemos afirmar que:

(A) Os tubos 1 e 3 apresentam o mesmo aspeto.

(B) O tubo 1 apresenta um aspeto mais escurecido do que o tubo 3.

(C) O tubo 3 apresenta uma aspeto mais escurecido do que o tubo 4.

(D) O tubo 1 apresenta um aspeto mais escurecido do que o tubo 2.

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Grupo I

1. ........................................................................ 16 pontos

Tópico A: As ligações intramoleculares caracterizam-se por uma partilha significativa de eletrões entre os átomos, enquanto as ligações intermoleculares são caracterizadas por uma partilha pouco significativa de eletrões entre os átomos, iões ou moléculas.

Tópico B: As ligações intramoleculares são mais fortes do que as ligações intermoleculares. Existem três tipos de ligações que resultam da partilha muito significativa de eletrões: ligações covalentes, ligações iónicas e ligações metálicas.

2. ........................................................................ 12 pontos I – B, D e F II – A, C e E

3. .......................................................................... 8 pontos (D)

4. .......................................................................... 8 pontos (B)

Grupo II

1. .......................................................................... 8 pontos

H C

H

C

H

H

C

H

H

H

H

2. .......................................................................... 8 pontos (C)

3. .......................................................................... 8 pontos Propano

4. .......................................................................... 8 pontos (B)

5. .......................................................................... 8 pontos (C)

Grupo III

1.1. .......................................................................... 8 pontos (A)

1.2. .......................................................................... 8 pontos (B)

1.3 ........................................................................ 12 pontos A - II; B - I

1.4. .......................................................................... 8 pontos (A)

Grupo IV

1. ........................................................................ 12 pontos

cm = mV=

1,00,100

= 10 g>dm3

2. .......................................................................... 8 pontos (D)

3. ........................................................................ 12 pontos

c = nV=

1,0176,120,100

= 5,7 * 10- 2 mol>dm3

4.1. .......................................................................... 8 pontos (C)

4.2. .......................................................................... 8 pontos (A)

Grupo V

1. ......................................................................... 8 pontos NaCL(aq) + AgNO3(aq) " AgCL(s) + NaNO3(aq)

2. .......................................................................... 8 pontos (D)

3.1. ......................................................................... 8 pontos Ocorrência de reação fotoquímica provocando a

transformação de Ag+ a Ag(s).

3.2. ......................................................................... 8 pontos (C)

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

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118




Gru

poI

IIIII

IVV

Item

1.2.

3.4.

1.2.

3.4.

5.1.

1.1.

2.1.

3.1.

4.1.

2.3.

4.1.

4.2.

1.2.

3.1.

3.2.

Cota

ção

1612

88

88

88

88

812

812

812

88

88

88

N.°

Alun

o1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

Tota

l20

0

Bal

anço

do

test

eN

.° d

e al

unos

Méd

ia d

as n

otas

Not

a m

ais

elev

ada

Not

a m

ais

baix

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.° d

e po

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asN

.° d

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gativ

as%

de

posi

tivas

% d

e ne

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as

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119

Test

es

Matriz do Teste de Avaliação Global 1Domínio 1 Elementos químicos e sua organização




52

I 2. 8I 3. 12


M3 1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa médiaI 4. 8

M4 1.4. Quantidade de matéria e massa molarI 5. 12



M6 2.1. Espetros contínuos e descontínuosII 1. 8

44

M7 2.2. O modelo atómico de BohrII 2. 12

M8 2.3. Espetro do átomo de hidrogénioII 3. 8

M9 2.4. Modelo quântico do átomo e configuração eletrónicaIII 1.1. 8III 1.2. 8



8M11 3.2. Estrutura da Tabela Periódica

M12 3.3. Propriedades periódicas dos elementos representativosIII 1.3. 8




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120

Matriz do Teste de Avaliação Global 1Domínio 2 Propriedades e transformações da matéria





III 2.2. 8

III 2.3. 8




III 2.1.1. 8

52

III 2.1.2. 16

IV 1. 8



IV 2. 8

IV 3. 12






28




V 1. 8

V 2.1. 12

V 2.2. 8

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121

Test

es


Teste de Avaliação Global 1Escola Data

Nome N.° Turma


TGTG

Grupo I

O nanografeno é uma estrutura constituída por átomos de carbono, à semelhança da grafite e do diamante. A descoberta dos fulerenos mereceu o Prémio Nobel da Química em 1996, enquanto a sintetização do grafeno foi premiada com o Prémio Nobel da Física em 2010. A fórmula molecular desta nanoestrutura é C80H30. O novo material é composto por vários segmentos idênticos de grafeno fortemente distorcidos, cada um contendo exatamente 80 átomos de carbono unidos numa rede de 26 anéis, com 30 átomos de hidrogénio decorando as extremidades, como se ilustra na figura. Com os avanços dos estudos nesta área do saber – nanotecnologia –, esperam-se repercussões promissoras nas diferentes áreas industriais e de serviços, nomeadamente, ao nível da medicina.

13 Å

6,3 Å 0,37 Å13 Å

1. Indique dois exemplos da aplicação da nanotecnologia nos diferentes setores industriais e de serviços.

2. Com base na informação contida na figura, selecione a opção que contém o intervalo de dimensões das estruturas de interesse em nanotecnologia.

(A) 1 mm a 1 nm

(B) 1 nm a 100 nm

(C) 100 nm a 1 mm

(D) 1 mm a 100 mm

3. Compare a dimensão de um anel da estrutura do nanografeno (0,37 Å) com a altura média de um ser humano adulto (170 cm).

Cotações

12

8

12

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122

Teste de Avaliação Global 1

4. O carbono apresenta três isótopos na Natureza, cujas abundâncias e massas isotópicas relativas se apresentam na tabela seguinte:

Isótopo 126C 13

6C 146C

Abundância relativa x y ) 0

Massa isotópica relativa 12,0000 13,0034 14,0032

Dado que a massa atómica relativa do carbono é 12,011, selecione a opção que traduz as abundâncias relativas dos isótopos carbono-12 e carbono-13, respetivamente.

(A) 98,904% e 1,096%

(B) 1,096% e 98,904%

(C) 50,000% e 50,000%

(D) 100,00% e 0,0000%

5. Considere uma estrutura de nanografeno, de massa 1,0 mg, constituída apenas por átomos de carbono. Determine o número de átomos de carbono contidos nesta amostra. Apresente o resultado em notação científica.

Grupo II

A construção do conhecimento científico resulta de estudos articulados de vários cientistas. A obtenção e interpretação de espetros é um exemplo deste facto. O espetro da luz visível foi observado pela primeira vez por Isaac Newton decompondo a luz branca nas diferentes frequências que a compõem através de um prisma. Os espetros atómicos foram objeto de estudo, nomeadamente, pelo físico alemão Julius Plücker, ao descobrir que, aplicando uma descarga elétrica sobre um gás contido num tubo de vidro, se verificava a emissão de luz. Niels Bohr, baseado em estudos anteriores, interpretou o espetro do átomo de hidrogénio.

A BC

D

656 nm

486 nm

434 nm411 nm

1. Selecione a opção que identifica o tipo de espetro obtido na figura.

(A) Espetro de absorção contínuo.

(B) Espetro de emissão contínuo.

(C) Espetro de emissão descontínuo.

(D) Espetro de absorção descontínuo.

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2. Calcule a energia da radiação emitida na segunda transição menos energética, representada no esquema da figura.


As riscas observadas no espetro da figura constituem a…

(A) … série de Lyman. (B) … série de Balmer.

(C) … série de Paschen. (D) … série de Brackett.

Grupo III

Em todo o Universo existe uma enorme diversidade de materiais. Mas os milhões de substâncias elementares e compostas, naturais e artificiais, que constituem esses materiais obtêm-se a partir de um número muitíssimo mais reduzido de elementos químicos que, atualmente, se encontram organizados numa tabela - a Tabela Periódica dos elementos.

1. Considere as seguintes representações simbólicas de átomos, cujas letras não representam símbolos químicos.

2311A 24

zB 3919C 40

20D

1.1. Sabendo que o átomo representado pela letra B possui quatro energias de remoção e dois eletrões de valência, o número atómico (Z) deste átomo é:

(A) 4 (B) 6 (C) 8 (D) 12

1.2. Escreva a configuração eletrónica do átomo representado por A.

1.3. Selecione a opção que apresenta por ordem crescente de raio atómico os átomos dos elementos A, B, C e D.

(A) A < B < C < D (B) B < A < D < C

(C) A < D < C < B (D) D < C < B < A

2. Considere as seguintes substâncias compostas: água, H2O, dióxido de carbono, CO2, amoníaco, NH3, e metano, CH4.

2.1. Em determinadas condições de pressão e temperatura, mediu-se o volume ocupado por diferentes quantidades de um gás obtendo-se o seguinte gráfico:

4

100

V

n

2.1.1. Indique o significado do declive do gráfico.

2.1.2. Sabendo que a massa volúmica do gás, nestas condições de pressão e temperatura, é de 1,76 g/dm3, identifique a substância em causa.


12

8

8

8

8

8

16


124


2.2. Selecione a opção que identifica a geometria das três moléculas triatómicas: H2O, CO2 e NH3, respetivamente.

(A) angular - linear - tetraédrica

(B) angular - piramidal trigonal - linear

(C) piramidal trigonal - linear - angular

(D) angular - linear - piramidal trigonal

2.3. Selecione a opção que justifica corretamente a seguinte afirmação verdadeira.

O amoníaco dissolve-se muito mais facilmente em água do que o dióxido de carbono.

(A) As moléculas de H2O e CO2 são polares e a molécula de NH3 é apolar.

(B) A intensidade das forças intermoleculares na molécula de H2O são muito mais próximas das moléculas de NH3 do que das moléculas de CO2.

(C) As forças intermoleculares que prevalecem entre as moléculas de H2O e NH3 são do tipo ligação de hidrogénio enquanto as estabelecidas entre as moléculas de CO2 e H2O são do tipo dipolo-dipolo.

(D) Em todas as moléculas existem forças intermoleculares do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido.

Grupo IV

O ar atmosférico seco é maioritariamente constituído por dinitrogénio (78% em volume) e por dioxigénio (21% em volume). O terceiro componente presente em maior quantidade é o árgon (menos de 1%). Existem, ainda, outros gases em quantidades vestigiais, tais como o crípton (0,0001% em volume).

1. Considere uma amostra de 10 dm3 de ar seco em condições PTN.

Selecione a opção que permite determinar o número de moléculas de dinitrogénio presentes na amostra.

(A) N = 10100 * 22,4

* 6,022 * 1023

(B) N = 78 * 10100 * 22,4

* 6,022 * 1023

(C) N = 100 * 22,478 * 10

* 6,022 * 1023

(D) N = 10100 * 22,4

* 6,022 * 1023

2. Selecione a expressão que traduz a composição quantitativa de crípton na atmosfera, expressa em ppmV.

(A) ppmV = 0,0001 * 10- 4

(B) ppmV = 0,0001 * 104

(C) ppmV = 0,0001 * 106

(D) ppmV = 0,0001 * 10- 6

3. Determine a concentração molar de dioxigénio no ar, nas condições PTN.

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Grupo V

Com o objetivo de estudar a influência da luz visível sobre o cloreto de prata, AgCL, um grupo de alunos executou um procedimento, constituído por duas partes, cujo registo de observações foi efetuado numa tabela como a que se apresenta em baixo. Numa primeira parte os alunos compararam o efeito da luz branca sobre o AgCL com o contexto de ausência de luz e numa segunda parte compararam o aspeto do precipitado de AgCL quando iluminado por luz azul e luz vermelha, no mesmo intervalo de tempo.

Parte I Parte II

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4

Aspeto menos escurecido de todos

Aspeto mais escurecido que o tubo 1

Aspeto mais escurecido que o tubo 4

Aspeto mais escurecido que o tubo 1 e menos

que o tubo 3

1. Selecione a opção que identifica corretamente os contextos luminosos a que as amostras dos tubos 1 , 2, 3 e 4 foram submetidas, respetivamente.

(A) luz branca - ausência de luz; luz vermelha - luz azul

(B) ausência de luz - luz branca; luz vermelha - luz azul

(C) luz branca - ausência de luz; luz azul - luz vermelha

(D) ausência de luz - luz branca; luz azul - luz vermelha

2. A reação fotoquímica em estudo envolve a transformação do ião prata em prata metálica e libertação de cloro.

2.1. Escreva a equação química que traduz a reação.

2.2. O cloro é um gás tóxico. Dos seguintes pictogramas indique aquele que traduz o perigo que lhe está associado.

(A) (B) (C) (D)

8

12

8

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126

Critérios de correção do Teste de Avaliação Global 1 · D1 | D2

Grupo I

1. ....................................................................... 12 pontos Medicina - administração orientada de medicamentos.

Transportes - novos revestimentos resistentes à corrosão.

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

3. ........................................................................ 12 pontos

1,70

0,37 * 10- 10= 4,6 * 1010

A dimensão de um anel é 4,6 * 1010 vezes inferior à altura de um ser humano adulto.

4. .......................................................................... 8 pontos (A)

5. ........................................................................ 12 pontos Etapa A: Cálculo da quantidade de matéria

n = mM

=1,0 * 10- 3

12,00= 8,3 * 10- 5 mol

Etapa B: Cálculo do número de átomos

N = 8,3 * 10- 5 * 6,022 * 1023 = 5,0 * 1019 átomos de carbono

Grupo II

1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2. ........................................................................ 12 pontos Etapa A: l = 486 nm

Etapa B: E = 6,63 * 10- 34 * 3,00 * 108

486 * 10- 9

= 4,09 * 10- 19 J

3. .......................................................................... 8 pontos (B)

Grupo III

1.1. .......................................................................... 8 pontos (D)

1.2. .......................................................................... 8 pontos 1s2 2s2 2p6 3s1

1.3. .......................................................................... 8 pontos (B)

2.1.1. ........................................................................ 8 pontos Volume molar nas condições de pressão e temperatura em causa.

2.1.2. ...................................................................... 16 pontos Etapa A: Cálculo do volume molar

Vm = Vn= 100

4= 25 dm3

Etapa B: Determinação da massa molar do gás

r = MVm

§ M = 1,76 * 25 = 44 g/mol

Etapa C: Identificação da substância Trata-se do dióxido de carbono.

2.2. .......................................................................... 8 pontos (D)

2.3. .......................................................................... 8 pontos (B)

Grupo IV

1. .......................................................................... 8 pontos (B)

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

3. ........................................................................ 12 pontos

Etapa A: Cálculo do volume de dioxigénio, em cada dm3 de ar

V = 0,21 dm3

Etapa B: Cálculo da quantidade de matéria de dioxigénio

n = VVm

= 0,2122,4

= 9,4 * 10 - 3 mol

Etapa C: Cálculo da concentração

c = 9,4 * 10 - 3

1,0= 9,4 * 10 - 3 mol>dm3

Grupo V

1. .......................................................................... 8 pontos (D)

2.1. ........................................................................ 12 pontos 2 AgCL(s) " 2 Ag(s) + CL2(g)

2.2. .......................................................................... 8 pontos (A)

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

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Grelha de classificação do Teste de Avaliação Global 1


Gru

poI

IIIII

IVV

Item

1.2.

3.4.

5.1.

2.3.

1.1.

1.2.

1.3.

2.1.

1.2.

1.2.

2.2.

2.3.

1.2.

3.1.

2.1.

2.2.

Cota

ção

128

128

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88

168

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812

8N

.°Al

uno

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

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unos

Méd

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Not

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de

posi

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% d

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128

Matriz do Teste de Avaliação Global 2Domínio 1 Elementos químicos e sua organização




92

M2 1.2. Dimensões à escala atómicaI 2.1. 16

M3 1.3. Massa isotópica e massa atómica relativa médiaI 2.2. 16I 2.3. 8I 2.4. 8

M4 1.4. Quantidade de matéria e massa molarII 1. 12II 2. 8II 3. 8




52

III 2. 8III 3. 8











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Matriz do Teste de Avaliação Global 2Domínio 2 Propriedades e transformações da matéria





IV 1. 8


IV 2. 8

IV 3. 8










32


V 1. 8

V 2. 8

V 3. 8

V 4. 8



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Teste de Avaliação Global 2Escola Data

Nome N.° Turma


TG

Grupo I

Na Química e na Física trabalha-se com uma enorme diversidade de dimensões, o que exige raciocínios matemáticos adequados a cada situação. Por exemplo, o tamanho do átomo é cerca de uma décima de milésima de milionésima do metro (0,000 000 000 1 m), já a distância entre a Terra e o Sol é de, aproximadamente, 149 mil milhões de metros (149 000 000 000 m).


A ordem de grandeza do tamanho do átomo, nas unidades SI, é , enquanto que a ordem de grandeza da distância Terra-Sol é .

(A) … 10- 10 … 1011 (B) … 10- 5 … 1012 (C) … 1010 … 1011 (D) … 10- 7 … 1011

2. O nitrogénio tem dois isótopos estáveis, o nitrogénio-14 e nitrogénio-15. O isótopo N-14 possui 7 neutrões e o isótopo N-15 possui 8 neutrões e a abundância relativa do isótopo N-14 é de 99,634%.

Na tabela seguinte apresentam-se os valores da massa das partículas subatómicas.

Partícula Massa / kg

Eletrão 9,109 * 10- 31

Protão 1,673 * 10- 27

Neutrão 1,675 * 10- 27

2.1. Determine a massa das partículas existentes no núcleo do isótopo N-14 e apresente o resultado com um número correto de algarismos significativos.

2.2. Determine a abundância relativa do isótopo nitrogénio-15.

2.3. Selecione a expressão que permite calcular a massa atómica relativa do nitrogénio.

(A) 99,634 * 15 + 0,366 * 14

100 (B)

99,634 + 0,366100

(C) 99,634 + 14 + 0,366 + 15

100 (D)

99,634 * 14 + 0,366 * 15100

2.4. Das seguintes opções, selecione a que representa uma afirmação correta.

(A) Um par de isótopos possui as mesmas massas isotópicas.

(B) Os isótopos de um dado elemento possuem a mesma abundância relativa.

(C) Dois isótopos distinguem-se por possuírem igual massa e diferentes números atómicos.

(D) Os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que se distinguem pelo número de nucleões.

Cotações

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16

8

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Grupo II

O hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é a base do medicamento vendido comercialmente como leite de magnésia. É um medicamento que atua como antiácido e laxante.

1. Determine a massa molar do hidróxido de magnésio.

2. Das seguintes opções selecione a que representa uma afirmação correta.

(A) Por cada mole de composto, a quantidade de iões magnésio e hidróxido é igual.

(B) A quantidade química de aniões HO- é numericamente igual a metade do número de catiões Mg2+.

(C) Por cada mole de hidróxido de magnésio existem 1,204 * 1024 iões hidróxido.

(D) Não são relacionáveis as quantidades de catiões e aniões que constituem o composto iónico.

3. Das seguintes opções selecione a que contém o valor da massa equivalente a 3 mol do composto iónico em causa.

(A) 123,0 g (B) 175,0 g

(C) 69,00 g (D) 17,00 g

4. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a fração mássica do magnésio no hidróxido de magnésio.

(A) 24,31

24,31 + 116,0 + 1,012 (B) 24,31

24,31 + 2 + 116,0 + 1,012

(C) 24,31

24,31 + 2 * 116,0 + 1,012 (D) 24,31

24,31 + 2 * 116,0 * 1,012

Grupo III

A espetroscopia compreende um conjunto de técnicas de análise que envolve a interação entre a radiação eletromagnética e a matéria e que permite detetar qualitativa e quantitativamente uma substância, mesmo que vestigial, numa determinada amostra a analisar.

A figura pretende representar dois espetros atómicos: um de absorção e outro de emissão.

(I)

(II)

1. Qual dos espetros apresentados corresponde ao espetro de emissão?


Relativamente ao espetro (I)…

(A) … resulta da interposição de uma amostra da substância em estudo entre uma fonte de luz e um prisma.

(B) … obtém-se através da decomposição das radiações emitidas por um corpo previamente excitado.

12

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3. Das seguintes opções selecione a que completa corretamente a frase que se segue.

Os espetros (I) e (II) pertencem a…

(A) … átomos do mesmo elemento.

(B) … átomos diferentes.

(C) … átomos do mesmo período da Tabela Periódica.

(D) … átomos do mesmo grupo da Tabela Periódica.

4. Considere a risca do espetro (I), de comprimento de onda igual a 500 nm.

4.1. A frequência da radiação a que corresponde a risca é numericamente igual a:

(A) 1,7 * 10- 15 Hz

(B) 1,7 * 1014 Hz

(C) 6,0 * 1014 Hz

(D) 6,0 * 105 Hz

4.2. Calcule a energia da radiação correspondente à risca azul referida.

Grupo IV

Os compostos orgânicos são substâncias que possuem obrigatoriamente na sua constituição átomos de carbono. Este tipo de moléculas é extremamente importante por ser o constituinte básico da matéria orgânica, ou seja, dos seres vivos.

Considere as seguintes fórmulas de estrutura.

H C

H

C

H

H

OH

H

H C

H

C H

OH

H C

H

C

H

C H

HH O

H C

H

COH

H O

(I) (II) (III) (IV)

1. Selecione a opção que contém a designação das famílias dos compostos I, II, III e IV, respetivamente.

(A) álcool; ácido carboxílico; aldeído; cetona

(B) aldeído; cetona; ácido carboxílico; álcool

(C) álcool; aldeído; cetona; ácido carboxílico

(D) cetona; ácido carboxílico; álcool; aldeído


As forças intermoleculares que se estabelecem entre as moléculas da substância I são do tipo e as que se estabelecem entre as moléculas da substância II são do tipo .

(A) ligações dipolo-dipolo; ligações de hidrogénio

(B) ligações de hidrogénio; ligações dipolo-dipolo

(C) ligações de hidrogénio; ligações de hidrogénio

(D) ligações dipolo-dipolo; ligações dipolo-dipolo

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3. Todas as substâncias representadas, quando à temperatura ambiente, encontram-se no estado líquido, apresentando os seguintes pontos de ebulição.

I II III IV

78,37 °C 20,2 °C 56 °C 118 °C

Selecione a opção que dispõe, por ordem crescente de intensidade, as ligações intermoleculares entre as moléculas das quatro substâncias.

(A) I - II - III - IV (B) IV - I - III - II

(C) II - III - I - IV (D) I - IV - III - II

Grupo V

Com o objetivo de preparar 500 mL de uma solução de dicromato de potássio, M(K2Cr2O7) = 294,19 g/mol, de concentração 0,017 mol/dm3, um grupo de alunos realizou uma atividade laboratorial, conforme ilustra a figura.

K2Cr2O7

1. Indique o nome do material de laboratório ilustrado na figura.

2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a quantidade de matéria de dicromato de potássio a utilizar.

(A) 0,0170,500

(B) 0,5000,017

(C) 0.017 * 0,500 (D) 0,017 + 0,500

3. Determine a massa de soluto a utilizar.

4. Atendendo a que o dicromato de potássio é altamente tóxico e prejudicial para o meio ambiente, selecione o(s) pictograma(s) de perigo que o rótulo do reagente deverá conter.

(A) (B) (C) (D)

8

8

8

8

8


134

Critérios de correção do Teste de Avaliação Global 2 · D1 | D2

Grupo I

1. .......................................................................... 8 pontos (A)

2.1. ........................................................................ 16 pontos Número de protões: 7 Número de neutrões: 7 m = 7 * mp + 7 * mn = = 7 * 1,673 * 10- 27 + 7 * 1,675 * 10- 27 = = 2,344 * 10- 26 kg

2.2. ........................................................................ 16 pontos % (N-14) + % (N-15) = 100% % (N-15) = 100 - 99,634 = 0,366%

2.3. .......................................................................... 8 pontos (D)

2.4. .......................................................................... 8 pontos (D)

Grupo II

1. ........................................................................ 12 pontos Mr(Mg(OH)2) = 24,31 + 2 * (16,00 + 1,01) = 58,33 M(Mg(OH)2) = 58,33 g/mol

2. .......................................................................... 8 pontos (C)

3. .......................................................................... 8 pontos (B)

4. .......................................................................... 8 pontos (C)

Grupo III

1. ........................................................................ 12 pontos Espetro (I)

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

3. .......................................................................... 8 pontos (A)

4.1. .......................................................................... 8 pontos (C)

4.2. ........................................................................ 16 pontos Etapa A: Cálculo da frequência

¶ = 3,0 * 108

500 * 10- 9= 6,0 * 1014 Hz

Etapa B: Cálculo da energia da radiação E = h * ¶ = 6,63 * 10- 34 * 6,0 * 1014 = 4,0 * 10- 19 J

Grupo IV

1. .......................................................................... 8 pontos (C)

2. .......................................................................... 8 pontos (B)

3. .......................................................................... 8 pontos (C)

Grupo V

1. .......................................................................... 8 pontos Vidro de relógio; garrafa de esguicho; gobelé e balão volumétrico

2. .......................................................................... 8 pontos (C)

3. .......................................................................... 8 pontos m = 0,017 * 0,500 * 294,19 = 2,5 g

4. .......................................................................... 8 pontos (A) e (D)

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

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Test

es

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Grelha de classificação do Teste de Avaliação Global 2


Gru

poI

IIIII

IVV

Item

1.2.

1.2.

2.2.

3.2.

4.1.

2.3.

4.1.

2.3.

4.1.

4.2.

1.2.

3.1.

2.3.

4.Co

taçã

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1616

88

128

88

128

88

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88

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N.°

Alun

o1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

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Anexos

Grelha de observação de aula

Grelha de observação da atividade laboratorial

Grelha de registo de trabalhos de casa

Grelha de avaliação de trabalhos escritos

Ficha de autoavaliação do aluno


138

Grelha de observação de aula

Ano: Turma: Ano letivo: -

Not

a: A

ssin

alar

em

cad

a ca

mpo

a d

ata

no c

aso

de in

cum

prim

ento

.

N.°

Alun

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a

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

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139

Grelha de observação da atividade laboratorial

Ane

xos

N.° Aluno Comportamentoadequado

É cuidadoso no manuseamento

de materiais e reagentes

Colabora com os membros

do grupo

Tem uma atitude adequada

face às tarefas propostas

Efetua registos de forma

organizada

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

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27

28

29

30


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140

Grelha de registo de trabalhos de casa


Not

a: A

ssin

alar

em

cad

a ca

mpo

a d

ata

no c

aso

de in

cum

prim

ento

.

N.°

Alun

o

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

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141

Ane

xos

Grelha de avaliação de trabalhos escritos

Ano: Turma: Ano letivo: -N

.°Al

uno

Estr

utur

a e

apre

sent

ação

de

con

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ngua

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1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

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142

Ficha de autoavaliação do aluno

Classificação obtida nos testes de avaliação sumativa

1.° Período 2.° Período 3.° Período

Classificação obtida nos trabalhos escritos/questões de aula


Classificação obtida nos relatórios/questionários laboratoriais


Atitudes nas aulas prático-laboratoriais


Comportamento adequado

Cuidado no manuseamento de materiais e reagentes

Colaboração efetiva com os membros do grupo

Atitude adequada face às tarefas propostas

Registos organizados

Média

Tendo em conta os critérios específicos de avaliação para a disciplina proponho a classificação de:

Outros elementos de avaliação

Nome: Turma: N.°:

Atitudes na sala de aula


Assiduidade/Pontualidade

Material necessário para a aula

Comportamento adequado

Participação construtiva

Média

Para cada um dos itens seguintes atribuir um valor de 0 a 20

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143

Ane

xos

Observações justificativas da avaliação

1.° Período

Data: - - O(A) aluno(a):

2.° Período


3.° Período


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144

Notas

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Documents

(10) Física e Química a - Eu e a Química - Guia Do Professor