2.1 Soluções: princípios da solubilidade - Nautilus Home Pagenautilus.fis.uc.pt/cec/teses/carina/docs/cap2.pdf · 2007-05-08 · ... já é possível identificar os diferentes

Recursos digitais para o ensino sobre Solubilidade

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2 “ESTADO DA ARTE”

2.1 Soluções: princípios da solubilidade

2.1.1 Noções básicas sobre soluções e solubilidade

Todos os corpos existentes na Terra, assim como todos existentes no Universo

têm uma característica em comum: são constituídos por matéria. Entendemos por

matéria tudo o que ocupa espaço e possui massa. O diagrama seguinte apresenta a

classificação da matéria.

Figura 2-1 – Classificação da matéria

As substâncias puras são substâncias cuja composição química é constante e são

constituídas por um ou vários elementos químicos. Neste último caso as quantidades

relativas de cada elemento envolvido são fixas e invariáveis. Têm propriedades únicas,

características e bem definidas. A separação dos diferentes constituintes, quando tal é

possível, só é conseguida através de processos químicos. As substâncias puras podem

ainda dividir-se em:

Substâncias puras compostas (ou compostos) constituídas por dois ou mais

elementos que se encontram ligados em proporção fixa e, consequentemente,

apenas podem ser separados nos componentes puros através de processos

químicos. A água é um exemplo de uma substância pura composta: é constituída

por oxigénio e hidrogénio, sempre numa proporção de 1 para 2.

Substâncias puras elementares (ou elementos) são aquelas que, constituídas por

um único tipo de elemento, não podem ser decompostas em substâncias mais

Matéria

Substâncias Puras

Misturas

Compostas (ou compostos)

Elementares

Heterogéneas

Homogéneas

Coloidais


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simples. Actualmente são conhecidos 119 elementos, mas apenas cerca de 92

existem naturalmente. Um exemplo destas substâncias é o oxigénio, constituído

por partículas todas iguais entre si. Contudo, ainda dentro desta classificação

podemos encontrar as designadas formas alotrópicas, onde o mesmo elemento

pode aparecer associado de diferentes modos, o que lhe confere propriedades

diferentes. Recorrendo ao mesmo exemplo do oxigénio, este gás pode existir

como O2, em que cada partícula representativa é constituída por dois átomos de

oxigénio (essencial à respiração aeróbia), ou sob a forma de O3 (ozono), onde

cada partícula representativa contém três átomos de oxigénio (substância

conhecida pela importância que desempenha na filtração dos raios ultravioleta

oriundos do Sol).

As misturas, como a designação indica, são associações ou combinações de

diferentes substâncias, mas em que estas não perdem a sua identidade. Dentro desta

classificação temos:

Misturas heterogéneas, que são misturas de diferentes materiais em que é

possível a olho nu, distinguir diferentes fases. As diferentes fases, mesmo que

estejam no mesmo estado físico, dizem-se imiscíveis porque não se dissolvem

mutuamente;

Misturas coloidais, que são misturas de diferentes substâncias em que, por

simples observação, não se consegue distinguir os diferentes componentes.

No entanto, recorrendo a métodos de observação mais possantes,

nomeadamente microscópios, já é possível identificar os diferentes

participantes. Normalmente, são misturas que apresentam um aspecto

translúcido, como por exemplo, o leite, o nevoeiro, o fumo, os géis, os

aerossóis, entre outros. Uma técnica para a identificação de misturas coloidais

consiste em fazer passar através da mesma, um feixe de luz que, ao

atravessá-la, vai sofrer uma dispersão formando uma luz difusa; este efeito é

conhecido como o efeito de Tyndall;

Figura 2-2 – Efeito de Tyndall


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Misturas homogéneas, que são misturas onde não é possível a identificação

dos componentes, quer a olho nu, quer recorrendo a equipamento mais

potente. As misturas homogéneas apresentam-se totalmente uniformes, ou

seja, numa única fase.

Um caso particular das misturas homogéneas são as soluções. Entende-se por

solução, uma mistura homogénea na qual os componentes se encontram identificados

qualitativa e quantitativamente. Neste caso, as misturas homogéneas são também

designadas por soluções.

Uma solução é uma mistura de duas ou mais substâncias numa única fase. A

substância que se dissolve ou dispersa (geralmente de menor quantidade) é chamada

soluto. A substância onde a outra se dissolve, geralmente de maior quantidade, é

chamada solvente. Diz-se que o soluto se dissolve no solvente para formar uma solução.

As soluções podem ser classificadas, de acordo com o estado físico dos intervenientes,

em:

Soluções gasosas – quando se está perante uma mistura de gases miscíveis

em qualquer proporção. Por exemplo, a solução gasosa usada em

procedimentos anestésicos, composta por oxigénio, óxido de azoto e

isoflorano, em proporções bem definidas;

Soluções líquidas – trata-se de misturas onde se encontram dissolvidas no seio

de um líquido outras substâncias. São exemplos: o oxigénio gasoso dissolvido

na água; álcool etílico dissolvido em água; sal de cozinha dissolvido em água;

Soluções sólidas – trata-se de misturas em que o meio suporte é um sólido.

Um exemplo muito comum é o da solução sólida de ouro e cobre que os

ourives usam como matéria-prima para a elaboração de jóias ou peças de

ourivesaria. Assim, quando nos referimos a ouro de 18 quilates, significa que a

solução sólida foi preparada com uma proporção de 18 g de ouro para 24 g de

mistura, ou seja, com 6 g de cobre. Outro exemplo muito conhecido é a

amálgama que os dentistas usam para reparação e reconstituição do esmalte

dentário, cuja composição é de 30% de cobre e 70% de mercúrio (como este

último metal é líquido nas condições normais de pressão e temperatura, a

mistura apresenta-se inicialmente pastosa, solidificando pouco tempo depois).

Este capítulo concentrar-se-á fundamentalmente nas soluções líquidas por serem

tão importantes na química experimental, na indústria e no dia-a-dia. Daremos ênfase

particular às soluções aquosas, porque a água é o solvente mais vulgarmente usado e é

importante em soluções biológicas.


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2.1.2 Concentração de soluções

A composição de uma solução é expressa através da indicação da concentração

dos solutos que a compõem. Há muitas unidades diferentes de concentração, mas todas

elas exprimem a composição da solução como a quantidade de soluto que está presente

numa determinada quantidade de solução ou solvente.

Concentração mássica Um dos métodos para expressar a concentração de uma solução, consiste em

indicar a massa de um soluto A que se encontra dissolvida em cada decímetro cúbico de

solução, ou seja:

VmC A

A = Eq. 2-1

onde CA é a concentração da solução (em g dm-3), mA a massa de soluto (g) e V o volume

da solução (dm3).

Concentração molar A concentração de uma solução pode também ser definida como a razão entre a

quantidade de um soluto A e o volume total de solução. Neste caso:

Vn

C AA = Eq. 2-2

onde CA é a concentração da solução (em mol dm-3), nA a quantidade expressa em moles

do soluto A (mol) e V o volume de solução (dm3).

Para exprimir a concentração molar (molaridade) de um soluto A também se usa a

notação [A]1.

Concentração molal (molalidade) A molalidade (m) de uma solução é definida como:

mn

m A= Eq. 2-3

1 Em rigor, esta notação só é válida para exprimir concentrações molares; no entanto e por razões de

facilidade de escrita, verificamos que muitas vezes esta notação é usada sempre que se fala de

concentrações, independentemente das unidades em que estamos a trabalhar. Este procedimento, apesar de

não ser rigoroso é actualmente aceite pela comunidade científica.


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onde m é a concentração da solução expressa em mol/kg, nA é a quantidade do soluto A

(mol) e m é a massa de solvente em Kg.

Percentagem em massa O cálculo da percentagem em massa, % (m/m), pode ser efectuado para qualquer

dos componentes de uma solução, calculando-se a razão percentual da massa de um

componente em estudo (mA), relativamente à massa total de solução (m):

100 m

m A (m/m) % de A ×= Eq. 2-4

A percentagem em massa é adimensional.

Este tipo de determinação é mais frequente na análise de soluções de gases, que

são misturas homogéneas de gases.

Fracção molar

A fracção molar de um componente A ( Aχ ) é o quociente entre a quantidade de

soluto dissolvido, nA, e o total das quantidades dos componentes da solução (nA + nB + nC

+ …).

...+++=

cBA

AA nnn

nχ Eq. 2-5

A fracção molar é adimensional.

Partes por milhão (ppm) É muito comum a preparação e utilização de soluções de concentrações muito

baixas, onde os solutos se encontram presentes em quantidades vestigiais, o que requer

o uso de unidades mais sensíveis, como por exemplo partes por milhão, cujo símbolo é

ppm. Uma solução de um dado soluto A, que apresente uma concentração de 1 ppm,

significa que em 1 milhão de gramas de solução, ou seja, em 1 tonelada de solução

existe apenas 1 g do soluto A.

2.1.3 Solubilidade

O "desaparecimento" de uma substância quando misturada com outra é um

interessante fenómeno que fascina cientistas há anos, além de despertar interesses

económicos e, até mesmo, de saúde pública. Um exemplo que abalou a sociedade

brasileira foi a suspeita de contaminação de um contraste à base de sulfato de bário


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(BaSO4), usado em radioscopia e radiografia para destacar órgãos, que pode ter causado

a morte de pelo menos vinte e uma pessoas no Brasil. O sulfato de bário é usado para

este fim por ser um sal praticamente insolúvel em água (0,0002 g/100 g de água) e em

soluções ácidas diluídas. Análises de amostras deste medicamento, produzido por um

determinado fabricante, constataram a presença de carbonato de bário (BaCO3). Embora

o carbonato de bário apresente também baixa solubilidade em água (0,002 g/100 g de

água), este sal é solúvel em soluções ácidas diluídas como o suco gástrico, fluido

digestivo ácido que contém, entre outras substâncias, ácido clorídrico (Eq 2-6). Além

disso, o carbonato de bário, em presença de dióxido de carbono e água, forma

bicarbonato de bário, que é um sal solúvel na água (Eq. 2-7).

(l) OH (g) CO (aq) Ba (aq) 2H (s) BaCO 222

3 ++→+ ++ Eq. 2-6

(aq) )Ba(HCO (l) OH (g) CO (s) BaCO 23223 →++ Eq. 2-7

Como todos os compostos de bário solúveis em água ou em ácidos são

venenosos, o carbonato de bário tem efeitos nocivos para a saúde humana. Este caso

ilustra bem a importância do conhecimento da solubilidade, pois o engano em relação ao

meio reaccional pode ter sido o motivo que levou à morte de várias pessoas.

A solubilidade é definida como sendo a quantidade máxima de soluto que pode

ser dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura, e é

representada por S. Na ausência de indicações contrárias, admite-se que o solvente é a

água e a temperatura é de 25°C. Para um determinado solvente e temperatura, as

soluções podem ser classificadas em:

soluções saturadas – são aquelas que estão em equilíbrio com um excesso de

soluto. A concentração de uma solução saturada é igual à solubilidade;

soluções insaturadas – são aquelas em que a concentração do soluto é menor

que a sua solubilidade;

soluções sobressaturadas – são aquelas que, em algumas condições,

apresentam uma concentração de soluto temporariamente maior que a sua

solubilidade.

A adição de uma pequena quantidade de soluto a uma solução é uma maneira

simples de distinguir entre soluções saturadas, insaturadas e sobressaturadas. Se a

solução está insaturada, o soluto adicionado dissolve-se, aumentando a concentração da

solução. Se a solução está saturada, a adição de soluto não produz alteração na

concentração da solução. Quando a solução está sobressaturada, a adição de soluto

puro provoca a precipitação do soluto adicional.


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É necessário ter presente que soluções saturadas e concentradas não são a

mesma coisa. Por exemplo, a baixa solubilidade do cloreto de prata na água origina uma

solução saturada com uma concentração de aproximadamente 10-5 mol dm-3 (a 25 ºC), o

que obviamente não corresponde a uma solução concentrada.

A solubilidade pode ser expressa de diferentes formas. As mais vulgares são a

concentração mássica, concentração molar e massa de soluto /100 g de solução.

O processo de dissolução é bastante complexo. A experiência mostra que alguns

materiais são muito solúveis em água, enquanto que outros são bastante insolúveis. A

partir da solubilidade de compostos determinada experimentalmente foi possível

estabelecer regras de solubilidade. Na Tabela I apresentamos algumas regras simples de

solubilidade.

Para as solubilidades contribuem muitos factores, sendo a variação de entalpia

que acompanha as interacções soluto – solvente e a alteração do grau de ordenação do

sistema os mais importantes e aqueles que podem providenciar uma melhor

compreensão dos princípios gerais de solubilidade.

Compostos solúveis

Excepções

Quase todos os sais de Na+, K+, NH4+,

Halogenetos: sais de Cl-, Br- e I- Halogenetos de Ag+, Hg22+ e Pb2+

Fluoretos Fluoretos de Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+

Sais de NO3-, ClO3

-, ClO4-, CH3COO-

Sulfatos Sulfatos de Sr2+, Ba2+, Pb2+ e Ca2+

Ácido inorgânicos

Compostos Insolúveis

Excepções

Sais de CO32-, PO4

3-, C2O42- e CrO4

2-, Sais de NH4+ e de catiões de metais

alcalinos

Sulfuretos Sais de NH4+, Ca2+, Sr2+ e de catiões de

metais alcalinos

Hidróxidos e óxidos metálicos Hidróxidos e óxidos de Ca2+, Sr2+, Ba2+ e

dos catiões de metais alcalinos

Tabela I – Regras de solubilidade para compostos iónicos em água2 a 298 K

2 Uma substância diz-se solúvel num dado solvente se for possível dissolvê-la de forma a atingir uma

concentração de 0,01 mol dm-3 ou maior.


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2.1.3.1 Entalpia de dissolução

A solubilidade de sólidos na água ou noutros solventes é a manifestação visível

da competição entre dois processos diferentes. O primeiro, chamado cristalização, é o

resultado das forças de ligação no sólido. É responsável pelo crescimento do cristal

sólido exposto a um ambiente que contém os seus próprios iões ou moléculas

constituintes. O segundo, chamado dissolução, é o resultado das interacções entre as

moléculas de solvente e as moléculas ou iões do soluto à superfície da fase sólida. Esta

interacção conduz à destruição da estrutura do cristal sólido e leva à formação de uma

solução cada vez mais concentrada até que toda a fase sólida esteja dissolvida, ou até

que se estabeleça um equilíbrio entre os processos em competição.

A dissolução de uma substância não conduz à existência de iões ou moléculas

isolados em solução, uma vez que não seria favorável em termos energéticos ou

entrópicos e, consequentemente, as partículas dissolvidas tendem a sofrer agregação ou

solvatação. Neste momento, interessa-nos compreender os dois processos em causa, a

cristalização e a dissolução, respectivamente:

As interacções atractivas entre as partículas de soluto resultam na formação

de agregados e, nomeadamente, de precipitados. Neste processo há

estabilização do conjunto de partículas pois, apesar da diminuição de entropia

que a organização cristalina implica, há uma forte estabilização energética,

denominada energia de rede. Quanto maior for a energia de rede, mais

partículas de soluto são removidas da solução. Convém lembrar que a

superfície do precipitado permanece insaturada, isto é, os iões ou moléculas

que ocupam as posições à superfície possuem locais de interacção que não

são usados. Consequentemente, podem ser observados efeitos particulares à

superfície (adsorção e outros fenómenos de superfície) ou mais

especificamente, as moléculas de solvente interactuam com as partículas de

soluto situadas na superfície e transferem-nas da superfície do sólido para a

solução.

Estabelecimento de interacções entre a hipotética partícula de soluto “despida”

e as moléculas de solvente. Esta interacção conduz à formação de uma

partícula de soluto hidratada ou solvatada, com diminuição da energia do

conjunto e consequente estabilização global neste processo. Esta interacção

pode-se estender a outras células de hidratação, e pequenos iões, em

particular, podem ser incorporados na estrutura do solvente.

Existe, portanto, uma competição entre a cristalização e a solvatação na solução.

Na maior parte dos casos, as interacções resultantes da solvatação são mais fracas que


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as interacções sólido – sólido, mas normalmente o seu número sobrepõe-se ao número

de interacções de cada molécula ou ião na fase sólida.

Resumindo, nos líquidos e nos sólidos os corpúsculos que os constituem mantêm-

se juntos devido às interacções intermoleculares. Estas forças desempenham um papel

fundamental na formação das soluções. Quando um soluto se dissolve num solvente, as

partículas do soluto dispersam-se no seio do solvente. As partículas do soluto ocupam

posições que estão normalmente ocupadas por moléculas de solvente. A facilidade com

que uma partícula de soluto substitui uma molécula de solvente depende das

intensidades relativas dos três tipos de interacções:

Interacção solvente – solvente;

Interacção soluto – soluto;

Interacção solvente – soluto.

Para simplificar, podemos imaginar que o processo de dissolução se dá em três

passos diferentes (Figura 2-3).

O passo 1 envolve a separação das partículas do solvente e o passo 2 envolve a

separação das partículas do soluto. Estes passos necessitam de energia para vencer as

forças intermoleculares atractivas; portanto, são endotérmicos. No passo 3 as moléculas

de solvente e de soluto misturam-se. O processo global pode ser exotérmico ou

endotérmico dependendo da intensidade relativa das forças intermoleculares envolvidas.

Figura 2-3 – Representação ilustrada dos factores que contribuem para a entalpia de uma dissolução

Solvente

Passo 1 ΔH1

Passo 2 ΔH2

Soluto

Solução

Passo 3ΔH3


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A entalpia de dissolução, ΔdissH, é dada por:

321 HHHHdiss Δ+Δ+Δ=Δ Eq. 2-8

Se a estabilização energética correspondente ao conjunto das interacções soluto

– solvente for mais forte do que a necessária para quebrar as interacções solvente –

solvente e soluto – soluto, o processo de dissolução é energeticamente favorável, isto é,

o processo de dissolução é exotérmico (ΔdissH < 0).

Se, pelo contrário a estabilização energética resultante das interacções soluto –

solvente for mais fraca do que as interacções solvente – solvente e soluto – soluto, então

o processo de dissolução é endotérmico (ΔdissH > 0).

Em geral, substâncias que tenham propriedades semelhantes e, por isso, forças

intermoleculares semelhantes, terão interacções soluto – solvente fortes e tenderão a

formar soluções. A afirmação “o semelhante dissolve o semelhante” é uma simplificação

que é frequentemente usada para explicar tendências na solubilidade. Isto significa que

solutos iónicos ou polares se dissolvem em solventes polares. Os solutos não polares

dissolvem-se em solventes não polares. Os solutos iónicos e polares não se dissolvem

em solventes não polares.

Notemos que, quando se aplica a regra da solubilidade “o semelhante dissolve o

semelhante”, verificamos algumas excepções. Esta regra é útil quando se pretende

comparar a solubilidade de séries de compostos.

2.1.3.2 Espontaneidade

O processo de dissolução, tal como qualquer processo químico e físico, depende

de dois factores. Um deles é a energia que determina se o processo de dissolução é

endotérmico ou exotérmico. O segundo factor é a tendência intrínseca para a desordem

que se verifica em todos os processos naturais. Quando as partículas de soluto e

solvente se misturam para formar a solução há um aumento da desordem. No estado

puro, o soluto e o solvente possuem uma certa ordem, caracterizada pela disposição

mais ou menos regular dos átomos, moléculas ou iões no espaço tridimensional. Grande

parte dessa ordem é destruída quando o soluto se dissolve no solvente. Portanto, o

processo de dissolução é sempre acompanhado por um aumento da desordem (aumento

de entropia). É este aumento da desordem do sistema que favorece a solubilidade de

qualquer substância, mesmo se o processo de dissolução for endotérmico.


23

2.1.3.3 Solubilidade de compostos iónicos em água

A água é o solvente mais comum usado para dissolver compostos iónicos. As

variações de entalpia que ocorrem na formação de soluções aquosas são um factor

importante para determinar a solubilidade das substâncias iónicas. As substâncias

iónicas são constituídas por iões de cargas opostas, mantidos juntos por forças

electrostáticas. Os sólidos iónicos manifestam uma grande solubilidade na água mas são

muito pouco solúveis nos solventes não polares. Os sólidos com interacções

predominantemente iónicas são denominados de sais. A solubilidade dos sais diminui à

medida que se adicionam solventes orgânicos às soluções aquosas. Este facto é

normalmente usado nas análises gravimétricas. Todos os sais puros são electrólitos

fortes e as cores dos sólidos e das respectivas soluções aquosas são geralmente as

cores dos iões individuais.

Se um composto for solúvel, a entalpia de atracção entre os iões no sólido tem de

ser comparável (até cerca de 50 kJ mol-1) à entalpia das atracções entre as moléculas de

água e os iões na solução. As forças que mantêm o sólido iónico unido advêm da

atracção electrostática entre os iões de cargas opostas, e são muito intensas, com

energias da ordem de 400 KJ mol-1 ou superiores.

Consideremos o exemplo da dissolução do cloreto de sódio (NaCl) em água. Em

solução, as moléculas polares de água são atraídas pelas cargas dos iões Na+ e Cl-

(Figura 2-4). Várias moléculas de água são atraídas para cada ião na solução. As

atracções do tipo ião-dipolo, que se estabelecem entre os iões Na+ e Cl- com a água, são

suficientemente fortes para separar os iões do cristal.

Figura 2-4 – Dissolução de um cristal de sal na água (esquerda), hidratação de iões (direita).


24

Em solução, cada catião Na+ é rodeado por moléculas de água, orientadas com a

sua extremidade negativa para o catião. Da mesma forma, cada anião Cl- é rodeado por

moléculas de água com a sua extremidade positiva orientada para o anião. Esta

interacção dos iões com as moléculas de solvente é denominada solvatação. No caso de

o solvente ser a água, designa-se por hidratação.

Uma vez que muitos compostos iónicos são solúveis na água, pode-se concluir

que as entalpias de hidratação devem ter valores semelhantes aos das entalpias de rede

cristalina nos compostos sólidos (Figura 2-5).

Quando as substâncias iónicas se dissolvem em água, o aumento da desordem

do soluto é óbvio, visto que os iões ficam livres para se movimentarem. Quando as

moléculas de água se separam para criar espaços para os iões, também há um aumento

da desordem. Ao mesmo tempo, contudo, a hidratação dos iões restringe a liberdade de

algumas das moléculas de solvente, diminuindo a sua desordem. Assim, dependendo do

soluto particular e da sua hidratação pela água, a desordem do solvente poderá aumentar

ou diminuir.

Figura 2-5 – Processo de dissolução endotérmico

2.1.3.4 Solubilidade de compostos moleculares

Os sólidos covalentes apresentam geralmente uma baixa solubilidade na água.

Estes compostos são geralmente electrólitos fracos e têm uma tendência para sofrer

reacções de complexação em solução aquosa. Muitas vezes a cor da solução difere da

cor do sólido.

ΔHrede

ΔhidH

ΔdissH


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As forças atractivas entre as moléculas de um soluto molecular são forças dipolo –

dipolo, forças de dispersão de London e/ou ligações de hidrogénio. Consideremos o

exemplo do etanol que é miscível com a água. No etanol líquido as moléculas mantêm-se

ligadas por ligações de hidrogénio, tal como as moléculas de água. Por este motivo o

etanol dissolve-se muito facilmente na água, ocorrendo ligações de hidrogénio entre o

grupo –OH das moléculas do álcool e o átomo de oxigénio das moléculas de água. Nesta

categoria encontra-se uma grande variedade de soluções como o açúcar na água, álcool

na água, ácidos clorídrico e acético na água.

Figura 2-6 – Formação de ligações de hidrogénio entre as moléculas de etanol e água

Por outro lado, existem muitos compostos moleculares, como o iodo, que não são

muito solúveis na água. As atracções intermoleculares existentes entre as moléculas de

iodo são forças de dispersão de London fracas. As forças intermoleculares entre um

dipolo permanente na molécula da água e um dipolo induzido na molécula de iodo não

são muito fortes, comparadas com as ligações de hidrogénio existentes entre as

moléculas da água. Portanto, a energia necessária para quebrar as ligações de

hidrogénio no processo de dissolução é muitíssimo maior do que a energia libertada

quando as moléculas de água e iodo se atraem umas às outras. Neste caso, o aumento

da desordem da mistura não é suficiente para vencer a variação de entalpia desfavorável,

pelo que dai resulta uma solubilidade muito baixa.

O iodo e o bromo são dois compostos moleculares apolares. Em ambos, as

atracções intermoleculares são fracas (forças de dispersão de London). Estas forças,

sendo da mesma ordem de grandeza, são responsáveis pela atracção entre as moléculas

de iodo e bromo, o que explica a dissolução do iodo no bromo líquido.


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2.1.4 Equilíbrios de solubilidade

No ponto anterior fizemos referência ao equilíbrio de solubilidade. Os equilíbrios

de solubilidade são reacções que envolvem a dissolução e a formação de um sólido

(precipitado) a partir de uma solução. Estes processos são equilíbrios heterogéneos, pois

envolvem mais do que uma fase.

Equilíbrios deste tipo são, frequentemente, observados quer em processos

industriais quer no nosso quotidiano. Por exemplo, as estalactites e estalagmites das

grutas, não são mais do que equilíbrios de solubilidade entre os depósitos subterrâneos,

constituídos essencialmente por carbonato de cálcio (CaCO3) e as águas naturais, como

por exemplo a água da chuva.

Uma reacção de precipitação importante nos laboratórios de química é o teste

clássico usado para determinar a presença de iões prata em solução. Adiciona-se

algumas gotas de solução de ácido clorídrico à solução teste; a formação de um sólido

branco (cloreto de prata) indica a presença de prata.

Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s) Eq. 2-9

Os dois processos competitivos, solubilidade e precipitação, estabelecem um

equilíbrio termodinâmico o qual é deslocado na direcção do produto de menor energia.

Neste equilíbrio, ocorre uma constante alteração de partículas de soluto na superfície do

sólido. Quando se estabelece um estado de equilíbrio pode-se aplicar a lei das

actividades e o equilíbrio pode ser expresso através de uma constante de equilíbrio. Esta

constante de equilíbrio também deve estar relacionada com a solubilidade do sólido na

fase líquida. Walther H. Nernst chamou a esta constante de equilíbrio produto de

solubilidade, Kps.

Na secção seguinte discutiremos a relação entre a solubilidade e o produto de

solubilidade. Contudo, salientamos que nem sempre se pode determinar a solubilidade

apenas a partir do produto de solubilidade. Nernst salientou que a solubilidade

determinada a partir do Kps só tem significado quando a solução em equilíbrio com a fase

sólida contém os constituintes do soluto sólido exclusivamente na forma de iões livres.

Svante Arrhenius já tinha desenvolvido esta teoria de electrólitos fortes e fracos e

demonstrou que mesmo os electrólitos fracos estão completamente dissociados em

soluções diluídas. Pouco depois de Nernst publicar as suas ideias, Niels Bjerrum

introduziu o conceito de dissociação completa para compostos iónicos (sais) numa

solução electrolítica, eliminando as limitações referidas por Nernst. Durante os anos

seguintes, nem sempre se levou a sério a diferença entre os compostos iónicos e os

compostos covalentes. Acreditava-se que as substâncias com solubilidade baixa


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(compostos covalentes) também estavam completamente dissociadas, uma vez que

apenas se obtinham baixas concentrações, devido às suas baixas solubilidades. Por este

motivo, também eram tratados como sais. Esta ideia não é muito correcta, como vamos

ver mais à frente, e esta concepção alternativa causa alguma confusão, particularmente a

alunos pouco experientes.

2.1.4.1 O produto de solubilidade

Por razões históricas, os equilíbrios que envolvem reacções de precipitação são

escritos como a dissolução de um sólido (dissociação em iões), o inverso da reacção de

precipitação. Se assumirmos que o soluto está totalmente dissociado (electrólitos fortes,

sais, etc.) o sistema de duas fases pode ser descrito através do seguinte equilíbrio, no

qual tomamos como exemplo de um electrólito forte, o cloreto de sódio:

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) Eq. 2-10

Apesar de se tratar de um equilíbrio heterogéneo, a uma temperatura constante,

há uma constante de equilíbrio que é definida como:

[ ][ ][ ]NaCl

Cl Na -+

=K Eq. 2-11

A actividade de uma fase sólida pura é sempre, por definição, unitária. Como

resultado desta simplificação, obteve-se uma relação conhecida por produto de

solubilidade, Kps:

[ ][ ]-Cl Na +=psK Eq. 2-12

Deste modo, e porque se trata de um equilíbrio heterogéneo, o produto de

solubilidade de um composto, Kps, é definido como o produto das concentrações dos iões

constituintes, elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos da equação de

equilíbrio. Esta constante traduz a maior ou menor solubilidade de um composto em água

e, tal como seria de esperar, quanto mais insolúvel é o sal mais baixa é a concentração

dos seus iões em solução e, consequentemente, mais pequeno é o valor da constante do

produto de solubilidade.

Se as cargas dos iões não forem numericamente iguais, a equação

correspondente torna-se mais complicada. Para um sal com uma composição genérica

MaBb, que se dissocia em solução aquosa nos correspondentes iões, o equilíbrio de

solubilidade é expresso da seguinte forma:


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MaBb (s) a Mγ+ (aq) + b Bβ- (aq) Eq. 2-13

E o produto de solubilidade é

[ ] [ ]bpsK -a B M βγ += Eq. 2-14

No caso da dissociação ser completa e os iões Mγ+ e Bβ- se encontrarem na forma

de iões livres, cada mole de sal dissolvido origina a moles de catiões e b moles de aniões

na fase aquosa e, neste caso, a solubilidade e o produto de solubilidade estão

relacionados de uma forma simples. A solubilidade S expressa em moles da fase sólida

por dm3 de solução (e não em termos da concentração de cada ião individual) está

relacionada com a concentração iónica de Mγ+ e Bβ- através da seguinte expressão:

[ ]+γM = a S Eq. 2-15

e

[ ]-B β= b S Eq. 2-16

onde S é a solubilidade em mol dm-3. O produto de solubilidade pode ser definido como:

[ ] [ ] ( ) ( ) babababps SbabSaSK ++ === -a B M βγ Eq. 2-17

e portanto

( ) ( )

ba

baps

baK

S+

=1

Eq. 2-18

Esta equação estabelece a relação entre a solubilidade e o produto de

solubilidade em condições específicas (quando a solução está em equilíbrio com a fase

sólida cujos iões se encontram na forma livre) e apenas se forem tidas em conta as

seguintes considerações:

A relação entre a solubilidade e o produto de solubilidade verifica-se se o

composto dissolvido se encontrar completamente dissociado. Se existir em

solução soluto indissociado, ou se os catiões e os aniões produzidos na

dissolução formarem complexos, então a solubilidade é maior do que o valor

determinado a partir do produto de solubilidade.

Se a fase aquosa inicial possuir algum dos iões produzidos pela dissolução do

sólido, então a solubilidade torna-se menor que o valor determinado a partir do

produto de solubilidade.


29

A alteração dos coeficientes de actividade tem um efeito na solubilidade de um

electrólito. De um modo geral, os coeficientes de actividade diminuem com o

aumento da concentração total de electrólito inerte (força iónica) e,

consequentemente, a solubilidade torna-se maior.

A solubilidade não é uma grandeza termodinâmica, mas o produto de solubilidade

é uma expressão termodinâmica, desde que nela figurem as actividades das espécies

envolvidas.

2.1.5 Formação de precipitados

As reacções de precipitação são caracterizadas pela formação de um composto

insolúvel, que se separa da solução, e a que se dá o nome de precipitado.

Com base nos conceitos de produto de solubilidade e de solubilidade, podemos

agora prever se a mistura de duas soluções vai ou não dar origem à formação de um

precipitado. De forma a prever a possível formação destes, recorre-se ao quociente de

reacção (Q). Este quociente envolve o produto das concentrações dos iões envolvidos

elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos, de forma semelhante à que se

utiliza para calcular o Kps. Salientamos que o produto de solubilidade corresponde ao

quociente de reacção quando a solução está saturada, ou seja, quando as concentrações

dos iões correspondem às suas concentrações de equilíbrio na presença de excesso do

sólido relativamente à sua solubilidade. Assim comparando os valores numéricos de

ambos (Q com Kps) pode-se observar três situações distintas:

Q < Kps, o que significa que se está na presença de uma solução não saturada

ou insaturada, isto é, não houve ainda formação de precipitado;

Q = Kps, o que significa que se está na presença de uma solução saturada, ou

seja, atingiu-se o limite máximo de dissolução;

Q > Kps, o que significa que se está na presença de uma solução

sobressaturada, ou seja, não é possível dissolver mais soluto e há formação

de precipitado.

2.1.6 Alguns factores que influenciam a solubilidade

A solubilidade de um soluto depende de vários factores, como por exemplo:

temperatura, pressão, presença na solução de um ião comum, ocorrência de reacções

laterais, formação de complexos, pH do meio e dimensões moleculares ou iónicas.


30

Como estamos a estudar o caso particular da solubilidade de solutos sólidos em

solventes líquidos, nesta secção são discutidos apenas os factores que influenciam a

solubilidade de sólidos em líquidos.

2.1.6.1 Efeito da temperatura na solubilidade

Como já referimos, as características das interacções soluto – solvente

influenciam a solubilidade das substâncias. A solubilidade de um composto depende

também da temperatura.

Podemos preparar uma solução saturada por mistura do solvente com excesso de

um soluto sólido. Este sistema está em equilíbrio dinâmico, com moléculas ou iões que

estão constantemente a abandonar o sólido e outros a depositar-se na superfície do

sólido com velocidades iguais. Este processo pode ser representado por:

soluto (s) soluto (aq) Eq. 2-19

Uma vez estabelecido o equilíbrio não há uma variação observável da

concentração da solução, desde que a temperatura e a pressão não sejam alteradas. O

princípio de Le Chatelier aplica-se a qualquer sistema em equilíbrio dinâmico, pelo que

será usado para estabelecer a influência da temperatura na solubilidade de um

composto.

Para elevar a temperatura de uma amostra de matéria é necessário fornecer-lhe

calor. O fornecimento de calor a uma solução saturada em equilíbrio com um excesso de

soluto representa uma alteração ao sistema. De acordo com o princípio de Le Chatelier,

ocorrerá uma reacção no sentido que contrarie essa alteração exterior. Consideremos em

primeiro lugar um composto cuja dissolução seja endotérmica. Quando o soluto se

dissolve absorve calor, pelo que é um “reagente” na equação:

calor + soluto (s) soluto (aq) Eq. 2-20

Quando se fornece calor ao sistema, a reacção tem de ocorrer no sentido dos

reagentes para os produtos de forma a contrariar o efeito da perturbação introduzida. Por

este motivo, quando o equilíbrio é restabelecido, a quantidade de soluto em solução

aumenta. Por outras palavras, quando a entalpia de dissolução é positiva, a solubilidade

do soluto aumenta com a temperatura.

Um composto que tenha uma entalpia de dissolução negativa liberta calor no

processo, tal como está representado na equação de equilíbrio:

soluto (s) soluto (aq) + calor Eq. 2-21


31

Quando se fornece calor a este sistema, a reacção ocorre no sentido inverso,

reduzindo a concentração de equilíbrio do soluto. Resumindo, um aumento da

temperatura faz aumentar a solubilidade de um composto se o processo de dissolução for

endotérmico e faz diminuir a solubilidade quando o processo de dissolução é exotérmico.

As solubilidades da maioria dos sólidos aumentam quando a temperatura da

solução aumenta. O gráfico da Figura 2-7 mostra a solubilidade de diversos compostos

em função da temperatura.

Figura 2-7 – Variação da solubilidade com a temperatura

Em geral, quanto mais endotérmica for a dissolução, maior será a variação da

solubilidade com a temperatura. Pode-se observar que a solubilidade do sulfato de cério

(III) vai diminuindo à medida que a temperatura aumenta, o que está de acordo com a

entalpia de dissolução negativa (dissolução exotérmica).

É importante notar que o estado de divisão de um soluto e a agitação da solução

não aumentam a solubilidade do soluto; apenas interferem no tempo de dissolução,

mantendo a temperatura constante.

Temperatura (ºC)

Solu

bilid

ade

(g/1

00 c

m3 d

e ág

ua)


32

2.1.6.2 Efeito do tamanho das partículas na solubilidade

As partículas sólidas pequenas estão num estado energeticamente menos estável

que as partículas de maiores dimensões. Isto deve-se ao facto da sua superfície ser

relativamente grande comparada com o seu volume.

Numa partícula sólida de maiores dimensões, apenas uma fracção extremamente

pequena de átomos ou moléculas ocupam sítios à superfície. Pelo contrário, as partículas

extremamente pequenas possuem uma fracção significativa de átomos ou moléculas nas

posições superficiais. Por este motivo, a energia total de uma partícula pequena é mais

afectada pelas contribuições da superfície. Uma vez que as energias das partículas

pequenas e grandes são diferentes, elas também devem exibir diferentes

comportamentos quanto à solubilidade. Esta diferença é designada macro e micro

solubilidade. Como regra geral, a (macro) solubilidade é constante quando o diâmetro

das partículas é superior a 10-3 mm, enquanto que para cristais menores a solubilidade

depende do tamanho das partículas.

Figura 2-8 – Macro e micro solubilidade de um sólido cristalino

2.1.6.3 Ião comum

Até agora tratamos a solubilidade de um electrólito em que a fase sólida se

encontra em equilíbrio com a água pura. Convém lembrar que não é importante o modo

como o estado de equilíbrio é alcançado. Obtém-se o mesmo resultado quando um sólido

está em equilíbrio com uma certa solução aquosa ou quando um sólido é formado numa

reacção de precipitação por adição de duas soluções aquosas. Na prática, a precipitação

é induzida por soluções que contêm um reagente de precipitação em excesso.

Está claro que a solubilidade de um sólido numa solução saturada é zero e que é

pequena numa solução que já contenha os iões da substância que se dissolve (ião

comum), mas que ainda não esteja saturada. Da mesma forma, será de esperar uma

Solu

bilid

ade

Tamanho das partículas ≈ 10-3 mm


33

solubilidade reduzida num sistema no qual esteja presente na solução original apenas um

dos iões constituintes do soluto. Este resultado pode ser deduzido a partir da aplicação

do Principio de Le Chatelier ao equilíbrio seguinte:

MaBb (s) a Mγ+ (aq) + b Bβ- (aq) Eq. 2-22

O principio de Le Chetelier estabelece que quando os iões Mγ+ ou Bβ- existem em

excesso na solução, o equilíbrio desloca-se no sentido dos reagentes. Isto conduz a uma

solubilidade menor, comparativamente à solubilidade num sistema em que os iões Mγ+ ou

Bβ- não estão presentes na solução original.

A partir destas considerações, conclui-se que o efeito do ião comum reduz a

solubilidade, a expressão do produto de solubilidade continua a ser válida uma vez que

se trata de uma constante termodinâmica.

2.1.6.4 Formação de complexos

A solubilidade dos sais aumenta sempre que à solução saturada se adiciona uma

substância que reaja com um dos iões. Neste caso particular, a substância adicionada vai

originar, por reacção com um dos iões, um complexo solúvel e estável, diminuindo assim

a concentração do referido ião. Por exemplo, verifica-se este caso na solubilização de um

precipitado de cloreto de prata, AgCl, por adição de uma solução aquosa de amoníaco,

NH3.

As equações químicas que traduzem as reacções são as seguintes:

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Eq. 2-23

Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) [Ag(NH3)2]+ (aq) Eq. 2-24

Ao ocorrer a formação do ião diaminoprata, um ião complexo estável, existe uma

diminuição da concentração do catião prata, pelo que a primeira reacção se vai deslocar

no sentido directo, para contrariar a perturbação introduzida ao sistema, inicialmente em

equilíbrio, provocando, assim, um aumento da solubilidade do cloreto de prata.

2.1.6.5 pH do meio

O pH das soluções afecta a solubilidade dos sais. Vejamos, por exemplo, o efeito

da variação do pH na dissolução de Ca(OH)2 (s) em água:

Ca(OH)2 (s) Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq) Eq. 2-25


34

Pelo princípio de Le Chatelier, verificamos que, ao aumentar a concentração de

iões OH- (aumentando o pH) na solução, o equilíbrio desloca-se no sentido da formação

de Ca(OH)2 sólido, reduzindo, assim, a solubilidade deste. Por outro lado, ao aumentar a

concentração de iões H+ (diminuindo o pH), reduz-se a concentração de iões OH- em

solução, pelo que a solubilidade aumenta.

Concluímos, pois, que as bases insolúveis se dissolvem mais facilmente em

soluções ácidas, e que, de forma análoga, os ácidos insolúveis se dissolvem mais

facilmente em soluções básicas.

2.1.6.6 Troca de iões

A solubilidade de um sólido num solvente é uma propriedade bem definida de

todos os sólidos cristalinos. Nas soluções aquosas, a maior parte dos sólidos dissocia-se

e existe na forma dos correspondentes catiões e aniões.

Se a solução não contém outros electrólitos, os catiões e os aniões estão

presentes na solução nas proporções estequiométricas do sólido e a solubilidade pode

ser expressa em termos do Kps. Contudo, nem sempre se observa este comportamento.

Muitos minerais comportam-se de uma forma diferente. Tem-se observado que os aniões

(por exemplo silicatos) fazem parte de uma estrutura cristalina rígida insolúvel e que os

catiões estão presentes apenas para compensar o excesso de carga negativa dos aniões

da estrutura rígida. Os catiões são mantidos na estrutura cristalina por forças

electrostáticas puras. No processo de dissolução, as ligações polares (electrostáticas)

podem ser facilmente quebradas pelos dipólos da água (“semelhante dissolve

semelhante”), mas as ligações covalentes são bastante resistentes à interacção com as

moléculas de água.

Uma vez que os catiões são mantidos na estrutura cristalina por forças

electrostáticas, eles ocupam espaços vazios da estrutura, e podem facilmente serem

substituídos por outros catiões de carga e tamanho semelhantes. Contudo, catiões com

maior carga e menor raio iónico são mais fortemente retidos na superfície do sólido do

que os catiões com menor carga e maior raio iónico.

A argila é um exemplo deste tipo de minerais. Neste caso, a estequiometria dos

compostos não é fixa. Estes materiais exibem uma baixa solubilidade, mas podem trocar

certos catiões na sua estrutura com catiões presentes na solução aquosa (exemplo, água

do mar, a qual contém cerca de 0,7 mol dm-3 de electrólitos). Esta substituição é

chamada de processo de troca de iões.


35

2.2 Enquadramento do ensino da solubilidade nos curricula português

2.2.1 Curricula

O conceito de solubilidade está presente no programa de Ciências Físico -

Químicas do 3º Ciclo do Ensino Básico e no programa da componente de Química do 11º

ano de escolaridade da disciplina de Ciências Físico – Químicas.

A primeira abordagem da solubilidade é feita no tema C – “Sustentabilidade na

Terra” e no capítulo II – “Reacções Químicas”, da disciplina de Ciências Físico –

Químicas do 3º ciclo do Ensino Básico. De seguida, apresentamos uma tabela com os

conteúdos a abordar (Tabela II), as competências específicas que os alunos devem atingir

e um conjunto de experiências educativas propostas nas orientações curriculares de

Ciências Físicas e Naturais do 3º ciclo do Ensino Básico (ME Básico, 2001).

O conceito de solubilidade é abordado de uma forma mais complexa no programa

de Física e Química A do 11º Ano do Ensino Secundário, mais especificamente na

Unidade 2 – “Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra”. Nesta

unidade tem-se as soluções aquosas naturais como contexto para a abordagem e

aprofundamento de muitos conceitos químicos importantes, como equilíbrio químico,

ácido – base, oxidação – redução e solubilidade (Figura 2-9).


36

Tema C – Sustentabilidade na Terra

Capítulo II – Reacções Químicas

Subcapítulo

Conteúdos

Competências

Experiências Educativas

Tipos de

reacções

químicas

Reacções de

precipitação

♦ Distinguir entre

sais solúveis e

insolúveis

♦ Interpretar

reacções de

precipitação

♦ Reconhecer a

aplicabilidade

das reacções

de precipitação

♦ Questionar os alunos acerca da

solubilidade de diferentes substâncias

em água. Incentivá-los a pesquisar as

propriedades da água existente em

diferentes regiões do país, a dureza da

água em diversas amostras e métodos

usados para diminuir a dureza da água

de consumo.

♦ Realizar reacções de precipitação e

verificar a formação de sais pouco

solúveis (precipitados) a partir de sais

solúveis. Este conteúdo pode ser

relacionado com aprendizagens já

realizadas em Ciências Naturais; por

exemplo, relacionar com a formação de

estalactites e estalagmites nas grutas

calcárias e com a formação de

conchas e de corais.

♦ Incentivar os alunos a escrever as

equações de palavras correspondentes

às reacções químicas realizadas e a

investigar o que acontece à massa das

substâncias que tomam parte numa

reacção química.

Tabela II – Inserção do conceito de solubilidade no Programa de Ciências Físico – Químicas do 3º ciclo do Ensino Básico


37

Figura 2-9 – Ilustração da organização da Unidade 2 – “Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra”, do programa de Física e Química A do 11º Ano do Ensino Secundário (ME 10-11, 2003)


38

Apresentamos de seguida os objectivos de ensino e os objectivos de

aprendizagem enunciados no programa de 11º Ano de Química.

Objecto de ensino

2 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra

A água na Terra e a sua distribuição: problemas de abundância e de escassez.

Os encontros mundiais sobre a água, com vista à resolução da escassez de

água potável.

2.4. Mineralização e desmineralização de águas 2.4.1 A solubilidade e o controlo da mineralização das águas.

Mineralização das águas e dissolução de sais.

Solubilidade: solutos e solventes.

Solubilidade de sais em água: muito e pouco solúveis.

Solução não saturada e saturada de sais em água.

Aplicação da constante de equilíbrio à solubilidade de sais pouco

solúveis: constante do produto de solubilidade (Kps).

Objectivos de aprendizagem

2.4. Mineralização e desmineralização de águas 2.4.1. A solubilidade e o controlo da mineralização das águas.

Relacionar a existência de determinadas espécies químicas numa água

com a dissolução de sais e do dióxido de carbono na atmosfera.

Relacionar a concentração de soluções saturadas e não saturadas

numa determinada substância com a solubilidade respectiva, a uma

determinada temperatura e pressão.

Diferenciar sais pelo valor da solubilidade em água (muito, pouco e

medianamente solúveis).

Caracterizar o fenómeno da dissolução como o resultado de uma

interacção soluto – solvente.

Apresentar razões que justificam a não existência de um solvente

universal e a existência de limite da dissolução de qualquer soluto, em

soluções reais.

Identificar fenómenos do quotidiano como dissoluções.

Explicitar formas de controlar o tempo de dissolução (estado de divisão

e agitação) mantendo a temperatura e a pressão constantes.


39

Compreender que numa solução saturada de um sal na presença deste

no estado sólido, o equilíbrio é dinâmico (há trocas recíprocas entre

iões da rede e da solução).

Explicitar o significado da constante de produto de solubilidade - Kps.

Compreender as razões pelas quais a presença de algumas espécies

químicas em solução pode alterar a dissolução de outras substâncias.

Interpretar a formação de estalactites e estalagmites em grutas

calcárias.

Apresentar razões para a facilidade da ocorrência da poluição das

águas e a dificuldade de despoluição das mesmas em termos da

solubilidade.

2.3 Concepções alternativas

2.3.1 Ensino por mudança conceptual

Aprender pressupõe um processo pessoal e activo de construção de

conhecimento. Esta perspectiva construtivista opõe-se à concepção do sujeito receptor

passivo de saberes transmitidos e supõe que, num qualquer processo de ensino e de

aprendizagem, o aluno deva ser considerado um sujeito activo, possuidor de vivências e

objectivos próprios que lhe permitem interagir com o meio físico e social e que

condicionam, de forma decisiva, as novas aprendizagens. Isto significa reconhecer que, a

par com aprendizagens formais, os alunos possuem ideias ou “teorias informais” sobre os

mais diversos domínios que afectam a interpretação do quotidiano. Neste sentido, cada

aluno chega à escola com “uma física” e “uma química” intuitivas e também com um

conhecimento informal sobre o mundo social, histórico e económico, para além de uma

psicologia intuitiva que, no seu dia-a-dia, lhe conferem adaptabilidade (Pozo, 1996).

No ensino das Ciências é, por isso, fundamental ter em conta as ideias e as

explicações sobre os fenómenos naturais que os alunos trazem para a escola. Estas

concepções, vulgarmente designadas por concepções alternativas (CA’s), poderão ser

mais ou menos divergentes dos conceitos cientificamente aceites.

Segundo Cachapuz (1995), a designação de concepções alternativas (CA's) surge

por se tratar de "…ideias que aparecem como alternativas a versões científicas de

momento aceites…" não podendo ser encaradas como "... distracções, lapsos de


40

memória ou erros de cálculo, mas sim como potenciais modelos explicativos... resultando

de um esforço consciente de teorização…".

Admitimos alguma controvérsia na definição e importância atribuída no ensino da

Química às CA’s. Muitas vezes, por outro lado, as CA’s podem ser “rótulos”

desculpabilizadores de verdadeiros erros ou mesmo falta de estudo e organização (dos

alunos e professores). A nossa posição é de equilíbrio: nem o dogmatismos de achar que

os alunos não têm CA’s e que elas não importam, nem o fundamentalismo de que basta

saber e trabalhar as CA’s dos alunos para ensinarmos e aprendermos Química…A

mesma posição moderada temos face ao construtivismo que subjaz ao movimento das

CA’s. As ideias do construtivismo são boas e cruciais mas nem tudo que é “behaviorista”

é negativo no processo de ensino – aprendizagem.

A consciência da existência destas ideias exige, necessariamente, respostas

didácticas adequadas. Nos últimos vinte/trinta anos têm sido identificadas CA's em várias

áreas. Pfundt e Duit inventariaram 3500 estudos nesta linha de investigação, publicados

nas mais importantes revistas de divulgação internacional de Educação em Ciências

(Pfundt e Duit, 1994).

Com a finalidade de contribuir para facilitar a utilização, pelos professores, dos

resultados da investigação em CA's, Furió (1996) enumerou, de forma simples e sintética,

sete aspectos:

1. os estudantes chegam à sala de aula com um conjunto variado de CA's e muitas

delas possuem uma certa coerência interna;

2. as CA's são comuns a estudantes de diferentes meios, idade e género;

3. as CA's são persistentes e não se modificam facilmente com estratégias de

ensino convencionais;

4. as CA’s apresentam um certo isomorfismo com concepções vigentes em períodos

da história do pensamento científico e filosófico;

5. o conhecimento anterior dos alunos interage com aquilo que se ensina na aula e

serão de esperar consequências imprevistas na aprendizagem;

6. as CA's podem surgir a partir de experiências pessoais muito variadas, que

incluem a percepção, a cultura, a linguagem, os métodos de ensino dos

professores, os materiais educativos,…;

7. as estratégias que facilitam a mudança conceptual podem ser ferramentas

eficazes na sala de aula.

A origem das CA's dos alunos é um campo de interesse para muitos autores e

Pozo (1996) propõe mesmo três vias principais para explicar o seu aparecimento:

sensorial, cultural e analógica. Uma origem sensorial, para explicar o que designa por

“concepções espontâneas” na percepção de fenómenos, processos e observações na


41

vida quotidiana; uma origem cultural, para explicar as chamadas “concepções sociais”

resultantes da influência do meio social e cultural que envolve o aluno, sendo a sua

transmissão feita através da linguagem; uma origem analógica, para explicar as

“concepções analógicas” que aparecem no desempenho de tarefas onde são

estabelecidas analogias com ideias ou esquemas de conhecimentos provenientes de

outras áreas. Estes aspectos contribuem certamente para ajudar os professores a

diagnosticar e compreender as ideias dos alunos, a escolher as estratégias mais

adequadas à sua abordagem didáctica e a reflectir sobre as próprias práticas. Neste

sentido, Cachapuz (1995) chama a atenção para a possibilidade de algumas CA's serem

reforçadas nas próprias situações de aprendizagem, através dos manuais escolares ou

do próprio professor, ao serem utilizadas analogias, linguagem e representações

diagramáticas inadequadas ou excessivamente simplistas.

Vários autores alertam para a dificuldade de, na prática, se conseguir ultrapassar

algumas CA's dos alunos, já que, como afirma Santos (1992), estas concepções resistem

à mudança, constituem verdadeiros obstáculos epistemológicos e impedem (iludem) a

construção do saber científico. Para além desta estabilidade, registam-se ainda, com

frequência, efeitos regressivos, ou seja, o ressurgimento de concepções que pareciam ter

sido abandonadas.

A existência de CA's nos alunos não deve, porém, ser encarada de forma fatalista

pelos professores. Opostamente, deve aceitar-se como natural o carácter evolutivo do

aluno, colocando a contribuição do professor no desafio desse desenvolvimento. Os

resultados da investigação afiguram-se muito importantes, não só para o professor

conhecer as ideias dos alunos, como para poder criticar, de forma fundamentada, o

paradigma de ensino pela transmissão verbal de conhecimentos acabados.

Em oposição aos modelos de ensino destinados à exclusiva aquisição conceptual

surgem hoje propostas de ensino para a mudança conceptual. Estas enquadram

estratégias que, partindo das CA's, procuram criar situações onde o aluno construa ou

reconstrua novas estruturas conceptuais.

O reconhecimento da importância das interacções sócio-culturais na

aprendizagem, nomeadamente como fonte de algumas CA's, pode constituir, também,

um importante instrumento de reflexão didáctica, fazendo prever que a construção dos

conceitos científicos será promovida se o aluno tiver oportunidade de, em grupo,

expressar e ouvir outras ideias e interpretações, dúvidas ou explicações, o que requer,

naturalmente, aulas organizadas nesse sentido.

Mas “aprender Ciência pressupõe ser-se iniciado numa cultura de Ciência” (Driver

et al., 1994), o que significa que a aprendizagem não se pode esgotar nos conceitos,


42

devendo também contemplar aspectos relativos à natureza do conhecimento científico,

aos processos e aos valores envolvidos na sua construção.

O campo de investigação acima referido e inicialmente centrado na identificação

das ideias dos alunos sobre conceitos científicos alargou-se às estratégias didácticas de

“mudança conceptual” e, ultimamente, tem posto em evidência outros aspectos da

aprendizagem em Ciências. Para além dos conceitos e das relações entre conceitos,

estão também em causa aspectos epistemológicos, metodológicos e axiológicos, como

sejam, respectivamente, as concepções sobre a natureza da Ciência, as concepções

sobre as formas de pensar e proceder na actividade científica e o interesse, as atitudes e

os valores dos alunos face à aprendizagem em Ciências (Furió, 1996).

Indissociáveis da aprendizagem estão também as práticas de avaliação. Num

paradigma sensível às ideias construtivistas não faz sentido avaliar somente os produtos

ou os conceitos, em detrimento dos processos, das atitudes e dos valores que se

reconhecem como fundamentais na construção do conhecimento científico. A

investigação nunca fornecerá qualquer algoritmo de ensino aos professores, mas

permitir-lhes-á analisar as próprias práticas, tomando decisões de forma mais coerente e

fundamentada. Neste sentido, o desenvolvimento profissional dos professores é

fundamental, sendo de especial importância a actualização permanente, a troca de

experiências e a identificação das próprias concepções de ensino e de Ciência.

2.3.2 Principais concepções alternativas em solubilidade

Um grande número de investigações desenvolvidas tem revelado que, antes de

serem sujeitos ao processo de ensino – aprendizagem, os alunos já têm algumas ideias

acerca de muitos processos naturais (Driver e Erickson, 1983). Estes estudos mostram

ainda que, frequentemente, estas ideias diferem substancialmente das ideias tidas como

cientificamente verdadeiras e que formam esboços conceptuais difíceis de modificar.

Uma das muitas áreas da ciência onde os alunos revelam concepções alternativas

é na dissolução de uma substância noutra. Uma incompreensão do fenómeno de

dissolução é muito importante sob o ponto de vista químico, uma vez que o tópico da

dissolução é um aspecto básico em qualquer tema do programa de química no ensino.

Existem poucos estudos sobre as ideias dos alunos sobre soluções e dissolução,

embora este assunto seja muitas vezes focado em alguns estudos mais generalistas. Por

exemplo, Driver (1985), num estudo sobre o princípio da conservação da matéria usou,

como um dos exemplos, o processo de dissolução. Este estudo com alunos da Nova

Zelândia, mostra que 25 % dos alunos usam os termos “difunde” e “dissolve” com o

mesmo significado e que alguns alunos ficam de tal modo presos às suas ideias


43

preconcebidas que consideram que o açúcar em solução não permanece a mesma

substância, por se combinar com a água. Por ultimo, este trabalho mostra que só alguns

alunos (com 13 anos de idade ou mais velhos) usam as ideias de partículas nas suas

explicações acerca do processo de dissolução.

Prieto, Blanco e Rodrigues (1989) realizaram um estudo sobre as ideias de alunos

espanhóis, com idades compreendidas entre os 11 e os 14 anos, acerca da natureza das

soluções e o processo de dissolução. De acordo com estes autores, as explicações do

fenómeno de dissolução de uma substância noutra, apresentada pelos alunos, indica a

familiarização com uma pequena variedade de exemplos concretos deste fenómeno. Os

alunos inquiridos basearam as suas respostas nas suas experiências do dia-a-dia, as

quais poderão ter condicionado largamente as ideias dos alunos sobre soluções e o

processo de dissolução. As observações particulares que podem ser feitas com base

neste estudo são:

existe uma pequena diferença na terminologia usada para descrever o

fenómeno de dissolução pelos alunos dos 6º e 8º anos de escolaridade e

estão relacionadas basicamente com as experiências diárias. Os termos

científicos encontrados nos livros de texto não surgem como uma parte

importante na terminologia dos alunos;

os exemplos dados pelos alunos tendem a referir-se a casos do dia-a-dia e

estão restritos a sólidos particulares que se dissolvem em líquidos;

os conceitos que os alunos têm do processo de dissolução estão muitas vezes

misturados com noções que, no sentido restrito, estão pouco relacionados

com a dissolução.

A maior parte das respostas dos alunos de todos os anos lectivos atribui uma

grande importância às acções mecânicas envolvidas na dissolução de substâncias, como

por exemplo a agitação e o aquecimento. Outro ponto que emergiu deste estudo foi que

os alunos vêem o soluto como o componente mais importante do processo de dissolução;

o solvente é visto como o componente passivo do processo. Apenas os alunos do 8º ano

de escolaridade começaram a reconhecer a importância das interacções soluto –

solvente. Contudo, neste contexto, o processo de dissolução é geralmente visto como

uma transformação química.

Jazlin V. Ebenezer e Gaalen L. Erickson (1996) realizaram um estudo mais vasto

sobre as concepções de solubilidade de alunos do 11º ano de escolaridade de Química.

Foram realizadas entrevistas a 13 alunos do 11º ano após a realização de uma actividade

que serviu de mote para uma discussão, envolvendo três sistemas:

a) Açúcar / água (sistema A)

b) Água / álcool / tinta de pintar (sistema B)


44

c) Sal / água (sistema C)

Após a análise dos três sistemas, surgiram seis concepções qualitativas diferentes

a partir das respostas dos alunos entrevistados:

I. Muitos alunos viam o processo de dissolução como sendo a transformação

física de um sólido na sua forma líquida. Alguns alunos chamaram a este

processo “fusão”.

II. Alguns alunos tinham a noção que quando se adiciona o açúcar à água ocorre

uma reacção química. Aproximadamente metade dos alunos tem a concepção

que o processo de dissolução é um processo de combinação de duas ou mais

substâncias.

III. A diferença de densidade entre duas substâncias foi apresentada como uma

razão para o facto de dois líquidos não se combinarem ou para explicar a

razão pela qual o sal se deposita no fundo de um gobelé com água.

IV. Alguns alunos argumentaram que as substâncias não se dissolvem porque

não encontram espaço suficiente no meio dissolvente.

V. Um aluno afirmou que as partículas do soluto devem ser suficientemente

pequenas para que a dissolução ocorra; se o soluto for dividido em partes

mais pequenas então dissolve-se no solvente.

VI. Alguns alunos consideram que, para uma substância se dissolver noutra, o

soluto necessita de possuir certas propriedades, contudo não conseguem

especificar essas propriedades.

Angel Blanco e Teresa Prieto (1997) realizaram um estudo com o objectivo de

identificar as ideias dos alunos acerca dos efeitos da agitação e da temperatura na

dissolução de um sal em água. O estudo foi realizado com dois grupos distintos de

alunos: um grupo que não tinha qualquer conhecimento em química (possuíam apenas

as suas ideias); e um outro grupo de alunos com níveis diferentes de conhecimento em

química. Verificaram que os alunos que já tinham sido submetidos ao ensino formal em

química explicavam o processo de dissolução tendo em conta os dois factores (agitação

e a temperatura); os alunos que não tinham conhecimentos na área, ou apenas tinham

tido Ciências Naturais, explicavam o processo de dissolução tendo em conta apenas um

dos dois parâmetros. O mais relevante neste artigo é que a maior parte dos alunos tinha

a percepção de que:

A dissolução é um processo reversível, que pode ser interrompido, fazendo

com que o sistema volte ao seu estado original;

A variação da temperatura actua indirectamente na dissolução;

A dissolução é considerada como um fenómeno momentâneo.


45

Apresentam-se a seguir (Tabela III) algumas das ideias sobre os termos

“dissolução” e “precipitação” retiradas do trabalho de Barker (2004).

Tabela III – Ideias dos alunos sobre “dissolução” e “precipitação”

Reúnem-se de seguida algumas ideias apresentadas pelos alunos sobre

solubilidade e dissolução. Algumas das ideias são apresentadas na bibliografia da

especialidade mas outras emergem das conversas tidas com alunos e professores de

Química (C7).

C1 – O processo de dissolução é geralmente visto como uma transformação

química (quando se dissolve o açúcar na água, este combina-se com a água).

C2 – Existe uma pequena diferença na terminologia usada por alunos de níveis de

escolaridade mais baixos e níveis de escolaridade mais elevados; a terminologia

usada está relacionada essencialmente com as experiências do dia-a-dia.

C3 – Os termos “derreter” e “dissolver” são muitas vezes usados com o mesmo

significado.

C4 – Os termos “fundir” e “dissolver” são muitas vezes usados com o mesmo

significado.

Dissolução

Precipitação

“Os materiais dissolvem-se esmagando e

misturando em água”

“O sal não é suficientemente duro ou denso

para resistir à dissolução”

“Água tem “força” para dissolver um sal”

“Derreter e dissolver são sinónimos”

“O sal torna-se líquido quando se dissolve”

“Ao se dissolver o açúcar, este derrete-se”

“Quando se dissolve o açúcar, a água fica

com as propriedades do açúcar e o açúcar

com as da água”

“Perde-se peso na dissolução”

Ao formar-se um precipitado:

“A massa aumenta porque um sólido é

“mais pesado” do que um líquido”

“A massa diminui porque ao se formar o

precipitado, produz-se também um gás”

Alguns alunos referem-se ao líquido da

solução como o “solvente” mas raros são

os casos em que descrevem o sólido

formado como “precipitado”.

“O açúcar desaparece quando dissolvido

na água”. “Quando o açúcar se dissolve na água, o

açúcar não tem massa, passamos a ter só

água.”


46

C5 – Os alunos estão familiarizados apenas com alguns processos de dissolução

do dia-a-dia.

C6 – O soluto é visto como o agente activo da dissolução.

C7 – Os alunos consideram que praticamente todas as substâncias se dissolvem

na água.

C8 – Muitas vezes os alunos explicam o processo de dissolução considerando

apenas uma das acções mecânicas (agitação e temperatura).

2.4 Recursos digitais no Ensino – Aprendizagem das ciências

Relativamente aos produtos multimédia interactivos, Lévy (1990) refere que são

“particularmente adequados aos usos educativos. Conhece-se há muito o papel

fundamental do envolvimento pessoal do aluno na aprendizagem. Quanto mais

activamente participa na aquisição de um saber, melhor uma pessoa integra e retém

aquilo que aprendeu. Ora, graças à sua dimensão reticular ou não linear, o multimédia

interactivo favorece uma atitude exploratória ou mesmo lúdica, face ao material a

assimilar. É, portanto, um instrumento bem adaptado a uma pedagogia activa”.

Há muito boa e extrema bibliografia sobre o uso das Tecnologias de Informação e

Comunicação na educação em geral, e na química em particular. Optaremos, neste

trabalho, por fazer um resumo sintético das ideias principais a este propósito.

2.4.1 TIC e educação

Numa sociedade de informação, é indispensável pensar em novas ferramentas

pedagógicas que permitam responder às necessidades de actualização constante do

conhecimento e uma maior eficiência na forma de comunicar. O dinamismo próprio às

ciências Físico – Químicas pode ser valorizado e facilmente transmitido com o recurso às

Tecnologias de Informação e Comunicação.

Podemos definir “Novas Tecnologias” como sendo a reunião dos meios

audiovisuais, informáticos e comunicacionais que permitem criar, armazenar, recuperar e

transmitir informação a grande velocidade e em grandes quantidades. A utilização destas

tecnologias torna-se cada vez mais indispensável na organização curricular da

aprendizagem. As novas tecnologias devem ser utilizadas em função das exigências

actuais da aprendizagem. Torna-se, assim, importante criar contextos, interacções e


47

ambientes de aprendizagem baseados nas Tecnologias de Informação e Comunicação

(TIC).

A sociedade da informação resulta do desenvolvimento destas novas tecnologias.

Portugal acompanha, ao seu ritmo, os outros países nesta revolucionária forma de

pensar o conhecimento. Os estabelecimentos de ensino têm vindo a adaptar as suas

formas de formar jovens adultos e profissionais às novas exigências e oportunidades

desta sociedade.

2.4.1.1 As TIC na escola

A implementação das TIC nas escolas representa um dos maiores desafios de

inovação tecnológica enfrentada pelos sistemas de educação em todo o mundo. Uma

escola que não integre os novos meios informáticos, corre o risco de se tornar antiquada.

Como diz Adell (1997): “As Tecnologias de Informação e Comunicação não são mais

uma ferramenta didáctica ao serviço dos professores e alunos… elas são e estão no

mundo onde crescem os jovens que ensinamos…”

Quando se fala de TIC no ensino, podem considerar-se duas vertentes (Paiva,

2002):

O contexto pessoal, isto é, a forma como professores e alunos usam o

computador como pessoas individuais e não ligadas pela relação pedagógica;

O contexto educativo, disciplinar ou não, em que há interacção directa do

professor com os alunos e com a “máquina”. Aqui se inclui, igualmente, a

relação pedagógica professor/aluno fora da sala de aula, que pode ocorrer nos

mais variados contextos, incluindo comunicação electrónica com a família dos

alunos.

No contexto pessoal, as vantagens dos computadores prendem-se com o ganho

de tempo na execução de tarefas rotineiras (tais como preparar testes, elaborar fichas,

realizar trabalhos de casa, fazer pesquisas, tratar dados, fotografia digital e imagem,

trocar informação via correio electrónico, etc.), bem como com a possibilidade de

formação à distância, participação em trabalhos e experiências conjuntas à escala

nacional e internacional, etc.

No contexto educativo, são de referir, entre outras vantagens, a interacção

diferenciada que o professor pode estabelecer com os seus alunos quando recorre a

software específico, a pesquisa on-line dirigida, a possibilidade de comunicação por

correio electrónico para tirar dúvidas, enviar ficheiros, entrar em contacto com os


48

encarregados de educação, etc. Neste contexto, o professor tem um papel decisivo na

formação do aluno. Cabe ao professor:

Orientar o aluno, dando-lhe pistas e objectivos concretos;

Estabelecer com o aluno uma relação baseada na confiança, no conselho e no

acompanhamento;

Propor o reforço de certas noções abordadas nas aulas;

Propor a realização de projectos de investigação documental informatizada,

para desenvolver a sua motivação, associar o domínio de ferramentas

informáticas à procura de informações precisas e, finalmente, melhorar a sua

competência de leitura;

Abordar projectos baseada na análise critica e comparativa dos media

(televisão, imprensa, Internet).

Na Tabela IV estão enumeradas algumas aplicações das TIC no ensino e algumas

actividades que, com elas, os alunos podem realizar. Na Tabela V apresentam-se

possíveis contextos educativos de utilização das aplicações TIC e respectivas

actividades, a desenvolver na escola.

Aplicações das TIC Actividades realizadas

Processador de texto (Word, Publisher,

etc.) Produção e edição de informação

Programas gráficos / de desenho Produção de informação em forma gráfica /

Actividades artísticas

Folha de calculo (Excel, SPSS, etc.) Organização e gestão de informação

Multimédia / CD-ROM Consulta e pesquisa de informação

Correio electrónico Comunicação e intercambio em rede

Internet (www) Simulações / Jogos

Software pedagógico Recolha e tratamento de dados em

ciências

Software de aquisição de dados

Tabela IV – Algumas aplicações das TIC e respectivas actividades a desenvolver com os alunos (Paiva, 2002)


49

Contextos de utilização das TIC

Disciplinar

Trabalho de área projecto

Apoio Pedagógico

Apoio a alunos com necessidades educativas especiais

Clubes / Núcleos

Trabalhos de casa

Aulas laboratoriais

Tabela V – Alguns contextos educativos do uso das aplicações TIC na escola (Paiva, 2002)

O uso das TIC no ensino das Ciências Físico-Químicas, em particular, tem sofrido

algumas evoluções. Se inicialmente os computadores eram usados nos cálculos

científicos (simulações, análise numérica, etc.) e como auxiliares de elaborações teóricas,

hoje eles são usados em tempo real na aquisição de dados e como controladores de

experiências. Salienta-se o uso cada vez mais frequente de sistemas periciais quer na

investigação, quer no ensino.

Em Ciências Físicas e Químicas algumas das funcionalidades dos computadores

podem ser as seguintes (Correia, 2005):

A. Controlo de Experiências: uma grande parte dos aparelhos laboratoriais tem

processadores incorporados para realizar tarefas como detecção de erros,

calibração, ajuste para condições especiais, etc.

B. Aquisição de dados e controlo experimental: permite utilizar o computador no

controlo de experiências com elevada precisão e de onde se tira partido das

potencialidades do computador (rapidez de cálculo, grafismo, etc).

C. Modelação e Simulação: a elaboração de modelos conceptuais ajuda na

compreensão dos fenómenos naturais. Não devem ser esquecidas as suas

limitações e o papel fundamental do professor na sua utilização. É importante

salientar que uma simulação em computador não substitui a experiência

laboratorial; como as suas potencialidades são diferentes, a sua utilização deve

ser complementar.

D. Armazenamento de informação: a utilização dos computadores como base de

dados é extremamente vantajosa, bem como os programas que permitem

trabalhá-las. (ex: bases de dados de espectros de massa, IV, e ressonância

magnética, Chemical Abstracts, etc).


50

E. Resolução de Problemas: existem programas importantes para a elucidação de

estruturas e síntese de compostos complexos.

F. Representação gráfica de dados e estruturas: a importância dos gráficos está na

possibilidade dos químicos e dos físicos os poderem manipular (mudança de

escala, por várias estruturas complexas em contacto, rotação, etc) e poderem

fazer um tratamento interactivo dos resultados.

G. Cálculos numéricos: a facilidade e rapidez de cálculos dos computadores é

aproveitada quer na Física (Física Nuclear, por exemplo), quer na Química

(cálculos, quânticos, simulação do comportamento de sólidos e líquidos, dinâmica

das reacções químicas, etc).

H. Exercícios e prática: É uma modalidade de programa que possibilita o exercício

de certas habilidades. Quando bem elaborado e adequado, pode ser um óptimo

auxilio de treino. Uma das suas grandes vantagens é a grande interacção entre

utilizador e programa, porque requer a resposta frequente do aluno, oferece

feedback imediato e explora as características gráficas e sonoras do computador.

Com este tipo de programa, o professor fica munido de uma imensidão de

exercícios com diferentes graus de complexidade. Se o software, além de

apresentar o exercício, recolher as respostas, o professor verifica a performance

do aluno, embora seja impossível avaliar as causas dos erros. Este método é

pobre em termos pedagógicos mas bastante útil.

I. Aplicativos: São programas voltados para aplicações específicas (processadores

de texto, folhas de cálculo, bases de dados) que, embora não tenham sido

desenvolvidas com fim educacional podem ser usadas em diversas disciplinas.

J. Jogos: Apesar promoverem a aprendizagem, pretendem ser divertidos. Estes

jogos são normalmente executados sob o comando de um conjunto de regras

bastante claras e há sempre um vencedor, mesmo quando o jogador disputa com

o computador! Embora divertidos, a competição desvia a atenção do aluno do

conceito envolvido no jogo, que geralmente é simples, e é incapaz de discernir

quais as causas de falha do jogador. Para tornear estes problemas, o jogador,

após falhar, deve reflectir sobre a causa do engano e tomar consciência do erro

conceptual envolvido.

K. Tutoriais: transmitem a informação de uma forma pedagogicamente organizada,

como um livro animado ou um vídeo interactivo. Os conteúdos dividem-se

segundo um tema central e várias ramificações, planeadas para proporcionar uma

instrução mais detalhada e acessível. O sistema é gerador de uma lógica

específica a ser usada pelo aluno; além disso, é capaz de acumular informação

sobre o aluno e decidir, automaticamente, se o aluno, ao cometer um erro, deve


51

passar por uma sequência instrucional. Estes sistemas não permitem uma

intervenção profunda no processo de ensino – aprendizagem. Por outro lado,

permite que o aluno aprenda com o seu próprio ritmo e através de métodos mais

apelativos do que o papel: animação, som e interactividade.

L. Sistemas tutoriais inteligentes: baseia-se na articulação de três módulos – um

módulo de conhecimento (em que reside o conhecimento dos peritos), outro que

modela a aprendizagem, explicando as modificações cognitivas ocorridas no

aprendiz, e o módulo tutorial que decide sobre a estratégia a seguir, tendo em

conta o traço de aprendizagem e o campo de conhecimentos.

2.4.1.2 Potencialidades e limitações das TIC

Para as crianças em idade pré-escolar, o multimédia em CD-ROM, por exemplo,

pode contribuir decisivamente para o desenvolvimento das capacidades de observação e

reflexão e coordenação psicomotora. As potencialidades do multimédia tornam-no um

instrumento quase insuperável já que reúne em simultâneo a imagem, a cor, o som e

ainda todos os efeitos visuais e sonoros que conseguem prender a atenção da criança.

Porém, há que ter cuidado com “as ambiguidades do ludo-educativo” (Carrier, 1997),

etiqueta frequentemente usada pelo marketing para atrair as crianças (ludo) e os pais

(educativo) e que muitas vezes tem muito do primeiro e pouco do segundo.

Para todos os alunos (sobretudo do básico e secundário), as práticas pedagógicas

que utilizam as TIC duma forma planeada e sistemática permitem:

P1. o desenvolvimento de uma competência de trabalho em autonomia

(fundamental ao longo da vida), já que os alunos podem dispor, desde muito

novos, de uma enorme variedade de ferramentas de investigação. “Se é

verdade que nenhuma tecnologia poderá jamais transformar a realidade do

sistema educativo, as tecnologias de informação e comunicação trazem dentro

de si uma nova possibilidade: a de poder confiar realmente a todos os alunos

a responsabilidade das suas aprendizagens (Carrier, 1998)”;

P2. uma prática de análise e de reflexão, confrontação, verificação, organização,

selecção e estruturação, já que as informações não estão apenas numa fonte.

As inúmeras informações disponíveis não significarão nada se o utilizador não

for capaz de as verificar e de as confrontar para depois as seleccionar. A

recolha de informações sem limite pode muito bem provocar apenas uma

simples acumulação de saberes;


52

P3. a abertura ao mundo e disponibilidade para conhecer e compreender outras

culturas;

P4. a criação de sites (em colaboração com os colegas e professores da sua ou

de outras escolas), a qual vai permitir que os alunos realizem um trabalho de

estruturação das suas ideias; uma organização espacial; uma preocupação

estética; uma pesquisa histórica, geográfica e cultural sobre a escola, o local e

a região onde habitam e estudam; um registo de sons e imagens (fotografia e

vídeo); uma tradução em várias línguas;

P5. um acesso à informação com rapidez e facilidade (um dos seus principais

trunfos);

P6. o trabalho em simultâneo com um ou mais colegas situados em diferentes

pontos do planeta;

P7. um ensino activo, baseado na descoberta progressiva do conhecimento pelo

aluno. O professor é intermediário entre os alunos e a informação, indicando

caminhos e ao mesmo tempo deixando espaço livre para a sua autonomia,

reflexão crítica e criatividade. Desta forma, está-se a contribuir para a

formação do cidadão, capaz de interagir com o ambiente em que vive,

respeitando-o e procurando soluções científicas para os problemas do dia-a-

dia;

P8. ajudar a reflectir sobre o próprio pensamento (metacognição), permitindo

concretizar as questões de domínio formal e ajudando, por isso, os alunos no

desenvolvimento cognitivo e intelectual, em especial o raciocínio lógico formal;

P9. a utilização de poderosas ferramentas intelectuais para professores e alunos

que vão desde as folhas de cálculo, às bases de dados, aos processadores de

texto, aos programas estatísticos, à manipulação de equações de funções,

etc.;

P10. uma diversificação na metodologia que conduz a um enriquecimento das

aulas;

P11. a motivação do aluno ou até mesmo do professor, para as aulas;

P12. um maior volume de informação que está disponível para os alunos;

P13. o seu uso em simultâneo com a investigação científica, sendo possível

desenvolver hipóteses, testá-las, analisar os resultados e aperfeiçoar os

conceitos;

P14. a interdisciplinaridade;

P15. a verificação e confrontação de fontes diversas, permitindo ao aluno

seleccionar o documento que lhe parece mais adequado;

P16. a organização do pensamento dos alunos;


53

P17. proporcionar o recurso a medidas rigorosas de grandezas físicas e o

controlo de equipamento laboratorial com interfaces e sensores adequados

(uma importante utilização das TIC que, contudo, não será aprofundada neste

trabalho);

P18. a criação de micromundos de aprendizagem, por exemplo, proporcionando

de modo rápido, barato e inofensivo, simulações computacionais de

experiências que são: rápidas demais para serem controladas, inacessíveis à

escola, excessivamente perigosas, ou mesmo artificiais exigindo condições

impossíveis de obter na prática;

P19. a utilização das potencialidades gráficas notáveis que podem ser

rentabilizadas para uma aprendizagem significativa;

P20. o acesso a explorações lúdicas, nomeadamente por meio de actividades

didácticas centradas em jogos.

Contudo, ao seleccionar e planificar estratégias usando as TIC devem ser tidas

em conta algumas dificuldades/constrangimentos (Wild, 1996).

D1. A escola é uma instituição social muito conservadora que apresenta barreiras

às inovações tecnológicas. Estas instituições resistem mesmo às mais

pequenas tentativas de mudança, sendo necessário todo um processo de

sensibilização da escola;

D2. Muitos alunos (de extractos sócio-económicos baixos) não possuem

computador;

D3. A falta de formação dos docentes, quer no início quer durante o exercício da

profissão docente, para utilizarem as novas tecnologias pedagógicas;

D4. O stress do professor ao ter que lidar com o desconhecido. Os professores

sentem-se preocupados com as TIC, principalmente porque muitos desses

professores admitem não compreender bem as novas tecnologias.

D5. Alguns docentes não gostam das novas tecnologias e não incentivam o seu

uso. Os docentes que fazem uso mais efectivo das TIC são aqueles

comprometidos com métodos de ensino inovadores e de qualidade e gostam

da tecnologia, sentindo-se confortáveis em usá-la;

D6. O uso de novas tecnologias exige muito tempo (necessidade de tempo para

preparar as aulas, tempo para aprender a usar as tecnologias, etc.);

D7. A falta de conhecimento sobre o impacto do uso das TIC no contexto

educativo;

D8. O uso inadequado das TIC, quando as tecnologias são utilizadas sem critérios

de selecção da informação;


54

D9. A falta de segurança para os mais jovens (por exemplo, com o material

pornográfico de fácil acesso na Internet);

D10. A alteração da relação professor/aluno, quando a tecnologia substitui o

professor e provoca um distanciamento entre o professor e o aluno;

D11. A passividade e desinteresse dos alunos, quando a tecnologia leva o aluno

a uma maior passividade, em que o aluno “recebe tudo pronto”.

Apesar destes constrangimentos, de uma forma geral, é possível afirmar que a

integração das TIC é um meio auxiliar bastante poderoso para ensinar e aprender

Ciência e poderá inovar o processo de ensino – aprendizagem.

A escola tem de se consciencializar que já não detém o monopólio da transmissão

do conhecimento e que o aluno vai absorver a maior parte das informações ao mundo

exterior. Para que a escola se torne mais atraente para o aluno, terá de lhe proporcionar

os meios necessários para aprender a obter a informação, para construir o conhecimento

e para adquirir competências.

Em Portugal já se está a caminhar nesse sentido, dado que, segundo dados

recentes, nos últimos anos, ocorreu um apetrechamento das escolas em hardware, e um

aumento da formação dos professores em TIC. Contudo, ainda existe muito a fazer para

que a integração das TIC no sistema educativo, ocorra de uma forma sistemática e

estruturada.

Segundo Rosa (1999) para melhorar a integração das TIC na educação é

necessário ter em consideração várias condições: uma utilização das TIC devidamente

planeada, inserida numa ampla estratégia educativa centrada no aluno; uma

transformação da atitude da escola e dos professores e uma correcta e actualizada

formação dos professores.

“Será pelos professores e em torno dos professores, que lenta e seguramente as

TIC irão modificar, de forma visível e sensível, os métodos de ensino praticados na

escola...” (Paiva, 2002).

2.4.2 TIC e o caso particular da solubilidade

No sentido de termos uma ideia dos recursos digitais que existem, tais como

simulações computacionais on-line, e/ou recursos computacionais que estão disponíveis

em unidades de armazenamento locais (CD-ROM, o DVD, o disco rígido do computador,

etc.) relativas ao conceito de solubilidade, efectuamos uma pesquisa na Internet sobre

este assunto. Contudo, verificamos uma escassez destes recursos, o que significa que de

algum modo, ainda há um longo caminho a percorrer nesta área da química.


55

De seguida, apresentamos alguns endereços de recursos digitais sobre

solubilidade com a respectiva descrição.

Título: Simulação computacional da dissolução de sais

URL: http://molecularium.net/molecularium/pt/sais/index.html

Descrição: Simulação computacional de Victor M. S. Gil e João C. M. Paiva para o

estudo da solubilidade de sais (Paiva e Gil, 2003). Trata-se de uma interpretação visual e

animada das diferenças de solubilidade de sais semelhantes, baseadas nas alterações

de solubilidade associadas à dissolução: desordem configuracional e térmica (Figura 2-

10). Esta animação também pode ajudar os alunos na compreensão conceptual do

equilíbrio químico antes de uma interpretação quantitativa da constante de equilíbrio.

Figura 2-10 – Simulação computacional da dissolução de sais: dissolução do cloreto de sódio em água

O programa compara os estados “antes” e “depois” para a dissolução de iguais

quantidades de dois sais em volumes iguais de água. As alterações da entropia total e

dos seus componentes são representadas qualitativamente em gráficos de barras (Figura

2-11).

http://molecularium.net/molecularium/pt/sais/index.html�


56

Figura 2-11 – Imagem da simulação computacional da solubilidade de sais que permite a comparação da dissolução do MgCO3 e do MgSO4

Título: Educational Technology for Technological Education at University of Missouri-

Rolla: Dissolution processes

URL: http://web.umr.edu/~gbert/animated/Asoly.HTML

Descrição: Simulação computacional que aborda o processo de dissolução de três

compostos diferentes: um sólido molecular (iodo), um sólido iónico (hidróxido de sódio) e

um gás (cloreto de hidrogénio). Cada uma das animações das dissoluções é

acompanhada por uma explicação escrita do processo (Figura 2-12).

Figura 2-12 – Imagem da simulação computacional on-line do processo de dissolução do iodo

http://web.umr.edu/~gbert/animated/Asoly.HTML�


57

Este recurso digital contém, ainda, uma animação de um processo de dissolução

com reacção, nomeadamente, a dissolução de cloreto de hidrogénio gasoso numa

solução aquosa de hidróxido de sódio (Figura 2-13).

Figura 2-13 – Imagem da simulação computacional on-line do processo de dissolução com reacção do cloreto de hidrogénio numa solução aquosa de hidróxido de sódio

Título: Molecular Expressions Digital Video Gallery: Chemical Crystals

URL: http://mark.mongabay.com/medications/academic/Calcium_Chloride.html

http://mark.mongabay.com/medications/academic/Silver_Nitrate.html

Descrição Apresenta vídeos de dissolução de alguns sais, observada através de um

microscópio digital com utilização de uma lente polarizada.

Figura 2-14 – Imagem parada de um vídeo de dissolução do cloreto de cálcio observada através de uma lente polarizada de um microscópio digital


58

Título: The solubility of salts

URL: http://www.cwrl.utexas.edu/~bump/E388M2/students/christie/experiment.html

Descrição: Tem uma breve descrição dos termos “solubilidade”, “soluto”, “solvente”,

“solução” e “insolúvel”. Propõe, ainda, experiências simples de dissolução de cloreto de

prata e cloreto de sódio em água; cada passo da actividade é acompanhado por um

vídeo do processo.

Título: ACD/Solubility DB

URL: http://www.acdlabs.com/products/phys_chem_lab/aqsol/aqsol_intr.html

Descrição: Utilização computacional de algoritmos na previsão da solubilidade com

variação de pH. Este tipo de recurso permite antecipar as características de um

composto, por exemplo, antes de um composto ser sintetizado (Figura 2-15).

Figura 2-15 – Imagem da aplicação informática que permite o cálculo da solubilidade de compostos para diferentes valores de pH


59

Título: Solubility and temperature Gizmo – Explore learning

URL:

http://www.explorelearning.com/index.cfm?method=cResource.dspView&ResourceID=38

4&

Descrição: Apresenta uma pequena simulação interactiva da variação da solubilidade de

dois sais (cloreto de sódio e nitrato de potássio) com a temperatura, sendo possível

adicionar diferentes massas de sal à água e ajustar o valor da temperatura. Mede,

também, o valor da concentração no ponto de saturação. Não é gratuita, é necessário

fazer um registo dos dados pessoais, e só está disponível gratuitamente durante cinco

minutos (Figura 2-16).

Figura 2-16 – Imagem da simulação “Solubility and Temperature Gizmo” que permite explorar o modo como a solubilidade do cloreto de sódio ou do nitrato de potássio na água é afectada pela temperatura


60

Título: CHEMIX School & Lab - Software for Chemistry Learning - Software to Grow With

URL: http://home.c2i.net/astandne/help_htm/english/cmxsed30.exe

Descrição: Software para o ensino da Química, onde está disponível o download grátis

de uma aplicação útil em várias áreas da disciplina: equações de balanço químico;

Termoquímica; Tabela Periódica; pH; produto de solubilidade, etc (Figura 2-17).

Figura 2-17 – Imagem do software educativo para download

Título: Solubility & Temperature

URL: http://www.btinternet.com/~n.j.f/Y7science/WATER/solubility.htm

Descrição: Trata-se de uma simulação simples que pretende mostrar o modo como a

temperatura do solvente (água) influência o processo de dissolução de um sólido

molecular, o açúcar (Figura 2-18). Fornece ainda a possibilidade de construção de um

gráfico da solubilidade em função da temperatura. As ideias chave focadas são: solúvel,

insolúvel, concentração e solução saturada.

http://www.btinternet.com/~n.j.f/Y7science/WATER/solubility.htm�


61

Figura 2-18 – Imagem da simulação computacional da dissolução de um pedaço de açúcar, em forma de rato, em águas com diferentes temperaturas

Título: Ponte de hidrogénio: força intermolecular intrigante

URL: http://www.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_33.htm

Descrição: Explica a solubilidade de solutos em solventes com base na famosa frase

“semelhante dissolve semelhante”. Apresenta duas animações que simulam a formação

de ligações de hidrogénio entre as moléculas de açúcar e água e entre os iões

constituintes do cloreto de sódio e as moléculas de água, respectivamente.

Figura 2-19 – Imagem da animação “Pontes de hidrogénio e solubilidade”

http://www.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_33.htm�


62

Título: Solubilidade de compostos orgânicos

URL: http://www.qmc.ufsc.br/organica/exp4/index.html

Descrição: Fornece informação sobre a solubilidade de compostos orgânicos em água,

bem como a classificação destes compostos em diferentes classes de solubilidade de

acordo com os testes realizados. Apresenta várias simulações dos referidos processos

de dissolução de alguns compostos orgânicos e a identificação de uma amostra

desconhecida com base nos testes de solubilidade simulados.

Figura 2-20 – Imagem da simulação computacional do teste de solubilidade de um composto orgânico (p – metil anilina) em água

Título: Soluble puzzles

URL:

http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/resources/qual/soluble.SolubleAppletA.html

Descrição: Permite a análise qualitativa de aniões presentes em diferentes amostras

sólidas como cristais de sal da cozinha e soda caustica, através do uso do equipamento

laboratorial e reagentes adequados, existentes num laboratório virtual. Possui um bloco

de notas onde o utilizador pode registar as suas observações e uma secção com as

equações químicas das reacções possíveis.

http://www.qmc.ufsc.br/organica/exp4/index.html�

http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/resources/qual/soluble.SolubleAppletA.html�


63

Figura 2-21 – Imagem do laboratório virtual que permite identificar os aniões presentes em certas amostras sólidas

Título: Salt dissolving – Northland Community and Technical College URL: http://www.northland.cc.mn.us/biology1111/animations/dissolve.html

Descrição: Apresenta uma simulação que pretende esquematizar de uma forma simples

o modo como os compostos iónicos de dissolvem na água, usando como exemplo a

dissolução do cloreto de sódio. A simulação é acompanhada por pequenos textos

informativos de todo o processo de dissolução.

Figura 2-22 – Imagem da simulação computacional da dissolução do cloreto de sódio em água

http://www.northland.cc.mn.us/biology1111/animations/dissolve.html�


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Título: Salt dissolving – Essential Chemistry, 2/e by Raymond Chang

URL: http://www.mhhe.com/physsci/chemistruy/essencialchemistry/flash/molvie1.swf

Descrição: Apresenta uma simulação que pretende esquematizar de uma forma simples

o modo como o cloreto de sódio se dissolve na água. A simulação tem acompanhamento

áudio da explicação do processo de dissolução do cloreto de sódio na água.

Figura 2-23 – Imagem da simulação computacional da dissolução do cloreto de sódio em água (direita); esquema da dissolução a nível microscópico (direita)

Os recursos acima descritos apresentam potencialidades interessantes sendo,

porém, mais adequados, na sua maioria, a alunos dos níveis de escolaridade secundário

e superior.

Neste sentido, elaboramos alguns recursos mais dirigidos ao ensino básico

(capítulo 3). Esta pesquisa, descrição e análise dos recursos existentes, porém, ajudou-

nos a conceber os nossos recursos, quer naquilo que produzimos, quer naquilo que

propomos optimizar.

http://www.mhhe.com/physsci/chemistruy/essencialchemistry/flash/molvie1.swf�


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2.5 Importância do trabalho experimental

Os vídeos que fizemos e disponibilizamos, como não é demais referir, não

substituem, mas antes visam promover o trabalho experimental.

É fundamental compreender e clarificar a distinção do conceito de trabalho

experimental e outros tipos de trabalho prático. Refira-se que, para alguns autores,

trabalho prático é trabalho experimental e, por sua vez, trabalho experimental baseia-se

na prática ou no conhecimento adquirido pela prática.

De acordo com Santos (2002), actividades práticas ou trabalhos práticos são dois

termos que podem ser usados com idêntico significado, ou seja, como trabalho realizado

pelos alunos, havendo interacção com materiais e equipamento para observar

fenómenos, em actividades realizadas na aula ou no campo.

Atendendo a todo esse envolvimento, podemos referir, tal como Leite (2001), que

o trabalho prático pode incluir actividades de resolução de exercícios, actividades

laboratoriais, trabalhos de campo, realização de entrevistas a membros da comunidade e

pesquisa de informação, entre outros.

De uma forma geral, os objectivos do trabalho prático em ciências e segundo

Wellington (1996; in Santos, 2002), resumem-se em: (i) desenvolver competências como

procedimentos, técnicas, cooperação, comunicação, relação com os outros e resolução

de problemas; (ii) ilustrar conceitos, teorias, fenómenos, entre outros; (iii) motivar e

estimular, despertar interesse e curiosidade de forma a promover atitudes; (iv) desafiar e

confrontar, para que os alunos procurem as respostas adequadas às questões

colocadas.

Assim sendo, o trabalho prático é mais abrangente que o trabalho laboratorial e de

campo, e que o trabalho experimental.

Segundo Cachapuz et al. (2001), muitos dos trabalhos experimentais podem

ajudar a diminuir as dificuldades de aprendizagem existentes, não só pela natureza das

suas interpretações, mesmo que seleccionados pelos professores, mas porque permitem

a discussão e o confronto de ideias entre os alunos.

Relativamente ao trabalho laboratorial, este refere-se a actividades que requerem

a utilização de materiais de laboratório, mais ou menos convencionais, podendo ser

realizadas num laboratório ou mesmo numa sala de aula, desde que não sejam

necessárias condições especiais, sobretudo de segurança, para a realização das

mesmas. Nestas situações, em que o trabalho laboratorial exige medidas especiais de

segurança, podemos conjugar as actividades experimentais com outros recursos

pedagógicos, como é o caso do recurso digital desenvolvido: na elaboração de alguns


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vídeos laboratoriais usamos o tetracloreto de carbono3, um solvente cujo manuseamento

requer cuidados especiais. Para além de se ter usado um solvente cuja manipulação

requer medidas especiais de segurança, como o seu uso numa hotte, que muitas vezes

não existem nas escolas, também se utilizaram alguns solutos pouco vulgares nos

laboratórios das escolas do nosso país.

Mais importante do que a clarificação ortodoxa e rígida entre trabalho

experimental, laboratorial, prático, etc., importa, a um professor de Química, a plena

convicção e prática adequada da crucialidade do laboratório em Química, uma ciência

experimental!

3 Perigoso!!! Causa irritação da pele, olhos e tracto respiratório. Suspeito de ser causador de cancro (o que

depende do nível e duração da exposição). Pode afectar o sistema nervoso central, pulmões, fígado e rins. A

sua manipulação exige utilização de procedimentos de segurança: utilizar óculos de protecção, bata e luvas

apropriadas; trabalhar numa hotte.

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2.1 Soluções: princípios da solubilidade - Nautilus Home Pagenautilus.fis.uc.pt/cec/teses/carina/docs/cap2.pdf · 2007-05-08 · ... já é possível identificar os diferentes