Estratégia didática para o ensino de MOL, quantidade

de matéria

Flávia Cristina Gomes Catunda de Vasconcelos1, Angela Fernandes Campos2, Aline de Andrade Alves3,

João Tenório Ratis da Silva4

________________

1 Aluna do curso de Licenciatura em Química da Universidade Federal Rural de Pernambuco. R. D. Manoel de Medeiros, s/n - Dois Irmãos 52171-900 -

Recife/PE. E-mail: flaviacrisgomes@hotmail.com

2. Professora Associada do Departamento de Química, Universidade Federal Rural de Pernambuco. Dom Manoel de Medeiros, s/n – Dois Irmãos 52171-

900 - Recife/PE E-mail: afernandescampos@gmail.com

3. Aluna do curso de Licenciatura em Química da Universidade Federal Rural de Pernambuco. R. D. Manoel de Medeiros, s/n - Dois Irmãos 52171-900 -

Recife/PE. E-mail: andradealves@gmail.com

4. Aluno do curso de Licenciatura em Química da Universidade Federal Rural de Pernambuco. R. D. Manoel de Medeiros, s/n - Dois Irmãos 52171-900 -

Recife/PE. E-mail: joaoufrpe@hotmail.com

Introdução

O interesse científico para se compreender do que a

matéria é constituída proporcionou descobertas

importantes como à interação da eletricidade e da

radiação com a matéria que, por sua vez, contribuiu

para o desenvolvimento de modelos e teorias que

quando relacionados com resultados experimentais da

época, permitiram a descoberta do átomo e das

partículas presentes no seu interior (elétrons, prótons,

nêutrons). Além disso, obteve-se a compreensão que as

substâncias químicas são constituídas de átomos e

quando essas substâncias são postas em contato pode

ocorrer a formação de novas substâncias químicas.

Esse processo é dito de natureza química e constitui a

essência da Química.

Mas que grandeza é utilizada para expressar as

quantidades das substâncias envolvidas numa reação

química? Nesse sentido, os cientistas estabeleceram a

grandeza quantidade de matéria tendo como unidade

de medida o mol. O mol é definido como a unidade de

quantidade de matéria que contém tantas entidades

elementares quantos são os átomos de carbono

contidos em 12 gramas de carbono [1, 2, 3]. Essas

entidades podem ser átomos, moléculas, elétrons,

cátions, ânions, etc. O mol foi introduzido em 1971

como unidade base do Sistema Internacional de

Unidades (SI) para a grandeza quantidade de matéria.

Amedeo Avogadro, químico e físico italiano, no

século XVII, trabalhando com diferentes gases numa

mesma temperatura (0o Celsius) e pressão (1

atmosfera) observou que nessas condições,

denominada condições normais de temperatura e

pressão (CNTP), os gases ocupavam o mesmo volume,

22,4 litros. Sua interpretação para esse fato, conhecida

como hipótese de Avogadro, foi que a mesma

quantidade de moléculas gasosas estavam presentes

para qualquer gás a 0oC e 1atm. A princípio a

comunidade científica não deu muito crédito a

hipótese de Avogadro, sendo confirmada pelos

cientistas quase cem anos depois. Experimentalmente

[4] se determinou que a quantidade de entidades a que

Avogadro se referia está presente em 1 mol de

quantidade de matéria e corresponde a 6,02x 1023 e o

volume 22,4 litros passou a ser denominado volume

molar ou volume/mol.

Segundo Lourenço et. al [5] muitos estudantes

compreendem mol como unidade de massa e não

conseguem diferenciar mol de massa molar. Isso pode

ser o reflexo de um ensino que muitas vezes não leva

os estudantes ao entendimento de mol como unidade

de medida da grandeza quantidade matéria. Nesse

sentido este trabalho apresenta uma proposta de

intervenção didática para o ensino de mol dentro dessa

concepção conceitual.

Metodologia

Inicialmente foi discutido com os alunos do 1° ano

do Ensino Médio de um colégio da rede particular de

ensino de Recife o conceito de mol, constante de

Avogadro, massa molar e a relação entre eles. Após a

discussão, os alunos foram divididos em grupos e foi

entregue a cada grupo amostras de várias substâncias

(Fig. 1A) devidamente pesadas e bem armazenadas em

recipientes lacrados pelo professor. Em seguida, eles

receberam uma tabela (tabela 1) que continha o nome

de diversas substâncias, sua fórmula química, massa

molar, aplicações e uma coluna em branco para eles

registrarem o cálculo da quantidade em mols.

Após uma breve discussão sobre os valores que eles

determinaram em mols de cada substância a professora

solicitou que os alunos determinassem a quantidade de

átomos/moléculas de três amostras escolhidas por eles

(Fig. 1B).

Como é impraticável contar quantos átomos há em

cada amostra, fez-se uso da constante de Avogadro,

para determinar a quantidade das entidades

solicitadas, conforme exemplos descritos a seguir:

* Amostra de cobre: 1 mol contém 6,02214x1023

entidades, logo a amostra possui 6,02214x1023 átomos

de cobre.

* Amostra de bicarbonato de sódio: 1 mol contém

6,02214x1023 entidades, mas a amostra entregue aos

alunos possuía 0,25 mol. Logo, há 1,0505x1023

moléculas de bicarbonato de sódio.

Para se chegar ao valor da quantidade de entidades

(átomos/moléculas) os alunos realizaram uma regra de

três simples, permitindo um estímulo ao raciocínio.

Além disso, foi valorizada na intervenção a relação

entre os três níveis do conhecimento químico: nível

macroscópico da matéria (amostras das substâncias),

microscópico (quantidade átomos/moléculas presentes

nas amostras e quantidade em mols) e representacional

(fórmulas químicas, tabela 1).

Resultados e discussão

Pôde-se perceber que a grande maioria dos alunos

conseguiu diferenciar massa de quantidade de átomos,

devido à condução da aula pelo professor, partindo do

enfoque macro (as substâncias que os alunos

visualizaram) para o micro (o resultado da regra de

três sobre a quantidade de átomos). Uma maior parte

dos alunos teve a compreensão que a quantidade de

matéria é função das massas das substâncias

envolvidas, ou seja, maior massa implica em maior

quantidade de matéria e que com a constante de

Avogadro não é tão difícil determinar a quantidade de

entidades presentes em uma dada amostra. No entanto,

percebeu-se que eles tiveram grande dificuldade na

identificação das entidades constituintes das

substâncias (átomos, moléculas, íons etc) resultado

semelhante encontrado por Lourenço [5].

Percebemos durante a realização da intervenção que

os alunos participaram ativamente e que houve uma

maior aproximação entre professor-aluno e aluno-

aluno (Fig. 1C). A experiência vivenciada nos

despertou mais ainda para a necessidade de proposição

de estratégias metodológicas que possam contribuir

para o entendimento por parte dos alunos de diversos

conceitos químicos e interesse pelo estudo da Química.

Conclusão

Foi comentado anteriormente que os alunos do

ensino médio, freqüentemente, definem mol como

unidade de massa e não de quantidade de matéria.

Consideramos que a intervenção didática aqui

apresentada se mostrou de grande utilidade para essa

diferenciação. Além disso, o papel do professor como

mediador de todo o processo foi de suma importância

para tornar a sala de aula de química um ambiente

agradável e aberto às questões, posicionamentos e

dificuldades apresentadas pelos alunos.

Agradecimentos

Aos estudantes Aline Andrade e João Tenório, e a

professora Angela Fernandes Campos pela análise

crítica e sugestões apresentadas durante a análise deste

trabalho e, aos alunos que participaram da intervenção

didática.

Referências

[1] ATKINS, P. Princípios da Química: questionando a vida moderna

e o meio ambiente. – 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

[2] LIDE, D.R. (ed.) Handboook of Chemistry and Physics.79ed.

Ohio: CRC, 1999.

[3] SILVA, R. R. e ROCHA-FILHO, R. C. Mol – uma nova

terminologia. Química Nova na Escola, No 1, maio, p.12-14,

1995.

[4] MÓL, G. I, FERREIRA, G. A. L, SILVA, R. R, LARANJA, H. F.

Química Nova na Escola, No 3, maio, p. 32-33, 1996.

[5] LOURENÇO, I. M. B. & MARCONDES, M. E. R. Um plano de

ensino para mol. Química Nova na Escola, n°18, nov, p. 22-25,

2003.

Tabela 1. Tabela entregue aos alunos após a determinação dos valores de massa molar e mol.

NOME FÓRMULA MASSA MOLAR

(g/mol)

MOL APLICAÇÃO

Ferro Fe 56 0,18 Ferramentas, pontes, parafuso, ímãs,

latas, aço.

Sacarose C12H22O11 342 0,25 Açúcar comum

Naftaleno C10H8 128 0,15 Empregado para evitar traças em

guarda-roupas (Conhecida como na

naftalina).

Magnésio Mg 24,3 0,2 Liga metálica leve para rodas e

aviões, protege outros metais

sofrendo corrosão primeiro (metal

de sacrifício),

Enxofre S 32 1 Síntese de ácido sulfúrico,

vulcanização da borracha,

fabricação de pólvora e fogos de

artifício.

Zinco Zn 65,4 0,3 Proteção para metais, calha, peça de

automóveis, torneira para água, etc.

Hidróxido de sódio NaOH 40 1 Fabricação de sabões e detergentes,

extração de celulose e obtenção de

do papel, etc.

Cobre Cu 63,5 1 Fabricação de arames, fios elétricos,

encanamentos e panelas.

Bicarbonato de sódio NaHCO3 84 0,25 Fabricação de fermentos químicos,

antiácidos e extintores de incêndio.

Cloreto de sódio NaCl 58,5 1 Principal componente do sal de

cozinha, matéria-prima para

produção de ácido clorídrico.

Sulfato de cobre

pentahidratado

CuSO4.5 H2O 249,5 0,2 Usado como pesticida e germicida,

banhos para eletrodeposição de

cobre, etc.

Figura 1. A. Substâncias utilizadas na experimentação: 1.Sacarose, 2. Sulfato de cobre pentahidratado, 3.Cloreto de sódio,

4.Enxofre, 5.Hidróxido de sódio, 6.Cobre, 7.Naftaleno, 8.Bicarbonato de sódio, 9. Magnésio, 10. Ferro e 11. Zinco. B. Alunos

verificando a quantidade em mol de cada amostra. C. Alunos calculando a quantidade de átomos em cada amostra.