2.1.1 Noções básicas sobre soluções e solubilidade

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1 2 ESTADO DA ARTE 2.1 Soluções: princípios da solubilidade 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. Matéria Substâncias Puras Misturas Compostas (ou compostos) Elementares Heterogéneas Homogéneas Coloidais 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 13

2 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 O 2, em que cada partícula representativa é constituída por dois átomos de oxigénio (essencial à respiração aeróbia), ou sob a forma de O 3 (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 14

3 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. 15

4 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: C m V A A = Eq. 2-1 onde C A é a concentração da solução (em g dm -3 ), m A a massa de soluto (g) e V o volume da solução (dm 3 ). 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: na C A = Eq. 2-2 V onde C A é a concentração da solução (em mol dm -3 ), n A a quantidade expressa em moles do soluto A (mol) e V o volume de solução (dm 3 ). 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: n A m = Eq. 2-3 m 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. 16

5 onde m é a concentração da solução expressa em mol/kg, n A 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 (m A ), relativamente à massa total de solução (m): % de A (m/m) ma = 100 Eq. 2-4 m 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 ( χ ) é o quociente entre a quantidade de soluto dissolvido, n A, e o total das quantidades dos componentes da solução (n A + n B + n C + ). A = n A fracção molar é adimensional. A na + n + n B A χ Eq. 2-5 c +... 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 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 17

6 (BaSO 4 ), 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 (BaCO 3 ). 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) BaCO3 (s) + 2H (aq) Ba (aq) + CO2 (g) + H2O (l) Eq. 2-6 BaCO3 (s) + CO 2 (g) + H 2O (l) Ba(HCO3) 2 (aq) 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. 18

7 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 +, NH + 4, Halogenetos: sais de Cl -, Br - e I - Halogenetos de Ag +, Hg 2+ 2 e Pb 2+ Fluoretos Fluoretos de Mg 2+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Pb 2+ Sais de NO - 3, ClO - 3, ClO - 4, CH 3 COO - Sulfatos Sulfatos de Sr 2+, Ba 2+, Pb 2+ e Ca 2+ Ácido inorgânicos Compostos Insolúveis Sais de CO 2-3, PO 3-4, C 2 O 2-4 e CrO 2-4, Sulfuretos Hidróxidos e óxidos metálicos Excepções Sais de NH + 4 e de catiões de metais alcalinos Sais de NH + 4, Ca 2+, Sr 2+ e de catiões de metais alcalinos Hidróxidos e óxidos de Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+ e dos catiões de metais alcalinos Tabela I Regras de solubilidade para compostos iónicos em água 2 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. 19

8 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 20

9 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 mantêmse 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. Passo 1 ΔH 1 Passo 2 ΔH 2 Solvente Passo 3 ΔH 3 Soluto Solução Figura 2-3 Representação ilustrada dos factores que contribuem para a entalpia de uma dissolução 21

10 A entalpia de dissolução, Δ diss H, é dada por: Δ H = ΔH Eq. 2-8 diss 1 + ΔH 2 + ΔH 3 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 (Δ diss H < 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 (Δ diss H > 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 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. 22

11 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). 23

12 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. ΔH rede Δ hidh Δ diss H Figura 2-5 Processo de dissolução endotérmico 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. 24

13 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. 25

14 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 (CaCO 3 ) 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 K ps 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 26

15 (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 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 Apesar de se tratar de um equilíbrio heterogéneo, a uma temperatura constante, há uma constante de equilíbrio que é definida como: K = + - [ Na ][ Cl ] [ NaCl] Eq 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, K ps : - [ Na ][ Cl ] + K = Eq ps Deste modo, e porque se trata de um equilíbrio heterogéneo, o produto de solubilidade de um composto, K ps, 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 M a B b, que se dissocia em solução aquosa nos correspondentes iões, o equilíbrio de solubilidade é expresso da seguinte forma: 27

16 E o produto de solubilidade é M a B b (s) a M γ+ (aq) + b B β- (aq) Eq K ps = γ + a β - [ M ] [ B ] b Eq No caso da dissociação ser completa e os iões M γ+ e B β- 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 dm 3 de solução (e não em termos da concentração de cada ião individual) está relacionada com a concentração iónica de M γ+ e B β- através da seguinte expressão: + [ ] γ M = a S Eq e - [ B ] β = b S Eq onde S é a solubilidade em mol dm -3. O produto de solubilidade pode ser definido como: K ps = γ + a β - b a b a b a+ b [ M ] [ B ] = ( as ) ( bs ) = a b S Eq e portanto S = 1 ( ) ( a+ b K ) ps a a b b Eq 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. 28

17 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 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 K ps. 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 K ps ) pode-se observar três situações distintas: Q < K ps, o que significa que se está na presença de uma solução não saturada ou insaturada, isto é, não houve ainda formação de precipitado; Q = K ps, o que significa que se está na presença de uma solução saturada, ou seja, atingiu-se o limite máximo de dissolução; Q > K ps, 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 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. 29

18 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 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 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 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

19 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. Solubilidade (g/100 cm 3 de água) Temperatura (ºC) 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. 31

20 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. Solubilidade 10-3 mm Tamanho das partículas Figura 2-8 Macro e micro solubilidade de um sólido cristalino 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 32

21 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: M a B b (s) a M γ+ (aq) + b B β- (aq) Eq O principio de Le Chetelier estabelece que quando os iões M γ+ ou B β- 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 M γ+ ou B β- 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 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, NH 3. As equações químicas que traduzem as reacções são as seguintes: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Eq Ag + (aq) + 2 NH 3 (aq) [Ag(NH 3 ) 2 ] + (aq) Eq 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 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) Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Eq

22 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 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 K ps. 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. 34

23 2.2 Enquadramento do ensino da solubilidade nos curricula português 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). 35

24 Tema C Sustentabilidade na Terra Capítulo II Reacções Químicas Subcapítulo Conteúdos Competências Experiências Educativas Tipos de Reacções de Distinguir entre Questionar os alunos acerca da reacções precipitação sais solúveis e solubilidade de diferentes substâncias químicas insolúveis em água. Incentivá-los a pesquisar as Interpretar propriedades da água existente em reacções de diferentes regiões do país, a dureza da precipitação água em diversas amostras e métodos Reconhecer a usados para diminuir a dureza da água aplicabilidade de consumo. das reacções Realizar reacções de precipitação e de precipitação 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 36

25 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) 37

26 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 Mineralização e desmineralização de águas 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 (K ps ). Objectivos de aprendizagem 2.4. Mineralização e desmineralização de águas 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. 38

27 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 - K ps. 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 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 39

28 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 40

29 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, 41

30 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 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 42

31 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) 43

32 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. 44

33 Apresentam-se a seguir (Tabela III) algumas das ideias sobre os termos dissolução e precipitação retiradas do trabalho de Barker (2004). 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. 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 (C 7 ). C 1 O processo de dissolução é geralmente visto como uma transformação química (quando se dissolve o açúcar na água, este combina-se com a água). C 2 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. C 3 Os termos derreter e dissolver são muitas vezes usados com o mesmo significado. C 4 Os termos fundir e dissolver são muitas vezes usados com o mesmo significado. 45

34 C 5 Os alunos estão familiarizados apenas com alguns processos de dissolução do dia-a-dia. C 6 O soluto é visto como o agente activo da dissolução. C 7 Os alunos consideram que praticamente todas as substâncias se dissolvem na água. C 8 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 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 46

35 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 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 47

36 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 Processador de texto (Word, Publisher, etc.) Programas gráficos / de desenho Folha de calculo (Excel, SPSS, etc.) Multimédia / CD-ROM Correio electrónico Internet (www) Software pedagógico Actividades realizadas Produção e edição de informação Produção de informação em forma gráfica / Actividades artísticas Organização e gestão de informação Consulta e pesquisa de informação Comunicação e intercambio em rede Simulações / Jogos 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) 48

37 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). 49

38 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 50

39 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 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; 51

40 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-adia; 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; 52

41 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; 53

42 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) 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. 54

43 De seguida, apresentamos alguns endereços de recursos digitais sobre solubilidade com a respectiva descrição. Título: Simulação computacional da dissolução de sais URL: 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). 55

44 Figura 2-11 Imagem da simulação computacional da solubilidade de sais que permite a comparação da dissolução do MgCO 3 e do MgSO 4 Título: Educational Technology for Technological Education at University of Missouri- Rolla: Dissolution processes URL: 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 56

45 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: 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 57

46 Título: The solubility of salts URL: 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: 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 58

47 Título: Solubility and temperature Gizmo Explore learning URL: 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 59

48 Título: CHEMIX School & Lab - Software for Chemistry Learning - Software to Grow With URL: 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: 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. 60

49 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: 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 61

50 Título: Solubilidade de compostos orgânicos URL: 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: 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. 62

51 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: 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 63

52 Título: Salt dissolving Essential Chemistry, 2/e by Raymond Chang URL: 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, ajudounos a conceber os nossos recursos, quer naquilo que produzimos, quer naquilo que propomos optimizar. 64

53 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 65

54 vídeos laboratoriais usamos o tetracloreto de carbono 3, 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. 66