Como ensinar química quantitativa
Por GLG Contributor , December 20, 2011
Introdução: A chave da Química Quantitativa: o número de Avogadro
Quando começamos a ensinar Análises Químicas, vamos, pouco a pouco descendo a níveis extremamente sutis nos processos de análises químicas. Analisar, em última instância, é separar os componentes de misturas e combinações ou, usando um termo mais técnico, desdobrar a mistura ou combinação em seus elementos componentes.
Como na natureza tudo se apresenta em forma de:
> Mistura – componentes em quaisquer proporções, sem perder a individualidade, por exemplo, água e serragem, um torrão de terra e pedaços de pedra, o granito, onde podemos distinguir a olho nu a mica, o feldspato, o quartzo e outros minérios como o zircão, silicatos de magnésio e de ferro. Normalmente, neste tipo de mistura podemos ver as fases a olho nu. As misturas são fenômenos físicos e, portanto, não resistem aos processos físicos de separação.
> Combinações – Nas combinações, as substâncias componentes encontram-se sempre em proporções fixas e definidas, resultando de um fenômeno químico e só se decompondo a partir de processos químicos.
A partir desta constatação, devemos ensinar aos alunos os critérios de pureza que se baseiam nos seguintes fatos:
a) As substâncias puras apresentam propriedades físicas constantes. Por exemplo: água, em pressão de uma atmosfera (nível do mar) terá as seguintes constantes físicas:
Ponto de fusão: 0° C;
Ponto de ebulição: 100° C;
Massa específica: 1 g/cm3.
b) As substâncias puras resistem a todos os processos físicos de desdobramento.
Observe que estamos trabalhando com uma substância química composta, fisicamente perceptível, a água. Ao ferver a água líquida ou esfriá-la ao nível de gelo, podemos medir os pontos de ebulição e de fusão em gelo e saberemos que estamos diante da substância composta pura água.
Para desdobrá-la em seus componentes H e O, fórmula H2O, teremos de usar processos químicos de desdobramento ou de análise que gradualmente estudaremos ao direcionar nossa atenção para a análise química quantitativa.
Instruções
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A partir destes critérios de pureza, podemos revisar a separação dos componentes de uma mistura heterogênea – sistemas polifásicos - conjunto de processos chamados de análise imediata – levigação, filtração, decantação, catação, centrifugação, peneiração, separação magnética, dissolução fracionada, flotação.
Avançando um pouco mais, podemos pensar com os alunos nos processos de separação das misturas homogêneas – sistemas monofásicos – em que a separação corresponde ao fracionamento em fases ou componentes destas misturas através de processos de mudança de estado físico (líquido, sólido e gasoso), já que cada substância pura tem pontos específicos de mudança de estado físico (fusão, vaporização, solidificação, liquefação, etc).
Deste modo, submetendo uma substância pura composta a mudanças de temperatura (ao calor, esfriamento), pressão, reação com outros componentes colocados em solução (alguns componentes de substâncias puras compostas reagem diferentemente e com maior velocidade, quando colocados em solução com novos componentes chamados de catalisadores) ou através de fenômenos de eletroquímica – pilha e eletrólise – podemos obter os componentes da substância química.
Observe que, gradualmente, estamos abordando as relações entre as massas atômicas de dois elementos diferentes e iniciando uma percepção quantitativa da matéria. -
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É importante fazermos nosso aluno entender que o domínio da análise quantitativa em Química o ajudará a fazer a ponte entre os engenheiros químicos, os químicos de nível superior, os operadores de produção das indústrias químicas e que sua participação fundamental estará ligada ao preparo de técnicas em laboratório e à aferição de padrões de controle de qualidade, estabelecidos pelos engenheiros e químicos, sendo, portanto, essencial ter uma boa capacidade de medição e avaliação que a análise quantitativa em Química nos dá, ao trabalharmos num laboratório.
Deste modo, a primeira percepção quantitativa perante a matéria em análise será, fatalmente, sua massa, laicamente chamada de peso. Há uma diferença científica entre os conceitos de peso (força com que a terra atrai os corpos) e massa (quantidade de matéria de um corpo). Ao trabalharmos com processos de desdobramento de substâncias puras compostas, estaremos buscando separar os componentes das substâncias puras compostas, seus componentes, ali presentes mediante processo químicos.
Estaremos, portanto, agindo em nível atômico e, coko o átomo é extremamente pequeno, sua MASSA ABSOLUTA ou PESO ATÔMICO é também extremamente pequeno. Exemplo:
H => 1,64 x 10-24 g => 0,00000000000000000000000164 g
Mas, como chegamos a este número e a esta capacidade de mensuração subatômica? Este é o ponto de partida da análise química quantitativa.
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Amedeo Avogadro e as moléculas
O século XIX foi marcado pela Revolução Industrial e pelo experimentalismo científico em laboratórios. Neste momento, a Química, a Física, a Biologia e a Matemática foram as ciências que mais se desenvolveram e é neste contexto que é possível a Avogadro pensar o número de moléculas (de átomos, íons, eletrons, partículas ou grupos de partículas, não importa – em nossa concepção, hoje), existente num mol de uma substância: 1 mol de moléculas corresponde ao número de Avogadro (N) de moléculas 6,023 x 1023.
Aquilo que nos parece aparentemente complicado, como uma pessoa no início do século XIX pôde chegar a uma constante numérica tão complexa, deve ser demonstrado aos alunos. Avogadro percebeu experimentalmente que para formarmos a água, deveríamos juntar dois volumes de hidrogênio para um volume de oxigênio (H2O), derivando daí a fórmula da água que conhecemos hoje, e não a que Dalton pensava ser a verdadeira: Água = OH (um volume de oxigênio para um volume de hidrogênio).
Percebendo matematicamente uma relação 2:1 (duas partes por uma), a partir desta constatação, através de cálculos, Avogadro pode idear sua lei básica e sua constante:
"Volumes iguais de gases diferentes à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas"
Obs.: É importante que os alunos entendam esta experiência e suas decorrências matemáticas para poderem perceber que esta constante numérica surgiu a partir de experiências com eletricidade que eram comuns em laboratórios de química na época.
Ver: Química Aplicada: como foi calculada a constante de Avogadro experimentalmente:
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc03/exper.pdf
A concepção de Avogadro, matematicamente, modificou radicalmente a Química: podíamos calcular quanto de cada substância existia numa substância composta, por exemplo.
A Química passa, então a ter suas experiências mensuradas com muito maior precisão e, certamente, este foi uma grande vantagem para o desenvolvimento da teoria atômica moderna.
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O pulo do gato
Definido o número de Avogadro como o número constante de átomos, íons, elétrons, moléculas existentes num mol (medida também chamada de molécula-grama, cuja massa é de 6,02 x 10-23 partículas correspondentes a íons, átomos ou moléculas de uma substância qualquer), poderíamos comparar as substâncias e, consequentemente, determinar suas fórmulas. Deste modo, os químicos passaram a substituir a concepção de massas absolutas por massas atômicas relativas, estabelecendo a seguinte lei:
A relação entre as massas atômicas relativas de dois átomos deve ser a mesma que há entre os pesos reais destes dois átomos.
Suponha a massa atômica de O e de H:
O = 25,5 x 10-24 g
H = 1,67 x 10-24 g
MA real 1 = MA relat 1 do que se conclui que 25,5 x 10-24 g = 16
MA real 2 MA relat 2 1,67 x 10-24 g 1
Evidentemente, se formos comparar diferentes substâncias, teremos diferentes relações. Era, portanto, necessário elaborar mais um padrão, o átomo mais abundante na Terra: o carbono.
Deste modo, o carbono se tornou o padrão fixado para UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a.)
e, como o isótopo mais abundade de carbono é o 12 o ISÓTOPO DE CARBONO DE MASSA 12 passou a ser o elemento padrão, a partir do qual poderíamos pensar todos os demais, por comparação. Observe:
Massa absoluta de 1 C12 representa a UNIDADE DE MASSA ATÔMICA = u.m.a
12
Assim, se colocarmos num prato de uma balança imaginária um único átomo de um elemento qualquer, por exemplo, o alumínio e, no outro, 1/12 C12 = uma unidade de massa atômica , os pratos da balança irão se desequilibrar e verificaremos que o alumínio é 27 vezes mais pesado que o u.m.a.
Se colocarmos outros átomos, encontraremos outras relações. Entretanto, como os átomos de um mesmo elemento se apresentam na natureza como isótopos (mesmo número atômico (mesmo número de prótons) e números de massa diferentes) em proporções diferentes, a massa atômica de um elemento será a média ponderada dos números de massa dos isótopos deste elemento na proporção em que ocorrem na natureza.
Exemplo: na natureza, o cloro se apresenta com seu isótopo 35 (na proporção de 75%) e com seu isótopo 37 (na proporção de 25%). Deste modo, sua massa atômica será:
MACl = 35 x 75 + 37 x 25 = 35,5
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Este mesmo cálculo feito para todos os elementos determinou suas massas atômicas como estabelecidas na tabela periódica dos Elementos.
Deste modo, a partir desta padronização, os alunos poderão entender as demais categorias usadas em Química Quantitativa:
Átomo grama (atg);
Massa molecular ou peso molecular;
Molécula grama ou MOL;
Fórmula-grama (para os compostos iônicos);
Número de Avogadro para moléculas ou molécula -grama de uma substância;
Volume molar de uma substância. -
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Desenvolvimento da Química Quantitativa
A partir destas categorias básicas a Química Quantitativa desenvolve-se seguindo-se a equação dos gases perfeitos – EQUAÇÃO DE CLAPEYRON – onde a densidade absoluta e relativa dos gases será comparada, em função dos estados da matéria e a série clássica dos Cálculos Estequiométricos
A partir deste ponto o aluno iniciará seus estudos de cálculos químicos para atingir a estequiometria, que é o estudo do cálculo das quantidades produzidas ou consumidas numa reação química.
Evidentemente, o que está em jogo será a relação custo/benefício de qualquer processo químico industrial, onde a quantidade e o custo dos reagentes e seu grau de pureza serão comparados com as quantidades e o custo das substâncias obtidas, analisando-se o rendimento do processo e a relação entre as massas e volumes das substâncias obtidas industrialmente em laboratório.
A base de toda a atividade industrial de química serão as categorias que apresentamos a partir do número de Avogadro e a Química Quantitativa é a base necessária para a avaliação das atividades num laboratório.
