Faculdade de Ciências da Universidade do Porto

Departamento de Química

Seminário de Química

Fotoquímica da

Atmosfera

Trabalho Realizado por:

Sofia Isabel da Costa Gomes Brandão Com a orientação de:

Professor Doutor Carlos Gomes

Porto, 7 de Maio de 2008

1

Agradecimentos

Queria agradecer à minha família e a todos os meus amigos que, durante este

estágio, me apoiaram e me ajudaram a manter motivada em todos os momentos.

Um agradecimento muito especial ao José Carlos pelo seu apoio total e

incondicional e por toda a paciência e tempo dispendidos.

Queria também agradecer à minha orientadora, Mestre Teresa Costa, pela

partilha de ideias e experiências e pela completa disponibilidade e apoio.

Por último, queria agradecer ao meu orientador, Professor Doutor Carlos Gomes.

Obrigado pela orientação, disponibilidade e opiniões que me ajudaram a evoluir, ao

longo deste ano lectivo, como professora e como pessoa.

2

Índice

1. A Atmosfera Terrestre .................................................................................................. 4

1.1. Evolução ................................................................................................................ 4

1.2. Estrutura................................................................................................................. 4

1.3. Composição ........................................................................................................... 6

2. Ozono ........................................................................................................................... 7

2.1. Breve referência histórica...................................................................................... 7

2.2. A Camada de Ozono.............................................................................................. 8

3. Fotoquímica da Estratosfera ......................................................................................... 9

3.1. Reacções Fotoquímicas ......................................................................................... 9

3.2. Mecanismo de Chapman ..................................................................................... 10

3.3. Ciclos de HOx ......................................................................................................11

3.4. Ciclos de NOx ......................................................................................................12

3.5. Ciclos de ClOx ..................................................................................................... 13

3.6. Reservatório de espécies e acoplamento dos ciclos............................................. 14

3.7. Diminuição da concentração de ozono estratosférico (buraco na camada de

ozono) ......................................................................................................................... 16

3.7.1. Nuvens polares estratosféricas...................................................................... 17

3.7.2. Nuvens polares estratosféricas e diminuição da concentração de ozono

estratosférico........................................................................................................... 17

4. Fotoquímica da Troposfera......................................................................................... 21

4.1. Ciclo fotoquímico de NO2, NO e O3 ................................................................... 21

4.2. A química atmosférica do CO e NOx a importância do radical HO.................... 22

4.3. A química atmosférica do formaldeído e NOx .................................................... 23

4.4. A química da troposfera de fundo ....................................................................... 25

4.4.1. Fotólise do ozono ......................................................................................... 25

4.4.2. Oxidação do metano ..................................................................................... 25

4.4.3. Peróxido de hidrogénio................................................................................. 27

4.5. Radical hidroxilo ................................................................................................. 27

4.6. Radical nitrato...................................................................................................... 28

4.7. Smog fotoquímico ............................................................................................... 29

4.7.1. Origem do smog fotoquímico....................................................................... 29

3

4.7.2. Redução do smog fotoquímico..................................................................... 30

5. Propostas pedagógicas................................................................................................ 31

5.1. Literatura ............................................................................................................. 32

5.2. Orientações curriculares ...................................................................................... 33

5.2.1. Portugal......................................................................................................... 33

5.2.2. Reino Unido.................................................................................................. 35

5.3. Conclusão ............................................................................................................ 35

6. Bibliografia................................................................................................................. 37

4

1. A Atmosfera Terrestre

1.1. Evolução O Sistema Solar ter-se-á formado, há cerca de 4500 milhões de anos, a partir da

nebulosa solar, uma nebulosa interestelar primitiva composta por gases e poeiras em

rotação. A atmosfera original da Terra, resultante da condensação desta nebulosa, terá

sido varrida para o espaço exterior pelos ventos solares.

Uma nova atmosfera terrestre terá então surgido mais tarde, como resultado de

processos semelhantes às erupções vulcânicas, onde o dióxido de carbono, o azoto e o

vapor de água eram os seus principais constituintes.

Com o arrefecimento da superfície terrestre, formaram-se grandes oceanos,

resultantes de chuvas torrenciais. O dióxido de carbono dissolvido nas chuvas começou

a incorporar-se nas rochas carbonatadas sedimentares, através de reacções químicas, o

que levou a uma drástica diminuição da concentração deste gás na atmosfera. O azoto,

por sua vez, sendo insolúvel na água e apenas condensando a baixas temperaturas,

permaneceu na fase gasosa na atmosfera, passando a ser o seu maior constituinte.

Contudo, grandes diferenças existem entre esta atmosfera inicial e a atmosfera

actual. Inicialmente, a atmosfera era bastante redutora, no entanto actualmente, ela tem

carácter oxidante. O aumento da concentração de oxigénio deve-se à fotossíntese,

processo através do qual o dióxido de carbono e a água se combinam para produzir

matéria orgânica, libertando como produto secundário o oxigénio. O nível actual de

oxigénio terá sido alcançado há aproximadamente 400 milhões de anos e é mantido

devido ao balanço entre a fotossíntese, a respiração e a decomposição de matéria

orgânica.

1.2. Estrutura A atmosfera terrestre é caracterizada por variações de temperatura, pressão e

composição com a altitude. Um perfil vertical da temperatura média global permite

dividir a atmosfera em várias camadas com características distintas, em seguida

enunciadas.

5

Figura 1 – Atmosfera terrestre [3]

Troposfera: É a camada compreendida entre a superfície e cerca de 12 km de

altitude. Devido ao facto de a superfície terrestre absorver energia solar, actuando como

radiador de calor, nesta camada a temperatura decresce com a altitude. Esta camada é a

responsável pela preservação da humidade (vapor de água) dado que à medida que o ar

quente sobe, arrefece e condensa, voltando eventualmente à superfície terrestre sob a

forma de precipitação. A fronteira superior desta camada designa-se por tropopausa,

tratando-se de uma superfície isobárica e cuja altura decresce, embora de modo não

gradual, do equador em direcção aos pólos.

Estratosfera: É a camada situada deste a tropopausa até cerca de 50 km de

altitude. É nesta camada que se situa a camada do ozono, que protege a biosfera dos

efeitos nocivos da radiação ultra-violeta e que influencia a estrutura térmica de toda a

atmosfera. Nesta camada a temperatura aumenta com a altitude até ao seu limite

superior, designado por estratopausa. O referido aumento de temperatura deve-se ao

6

aquecimento resultante da absorção de raios ultra-violeta pela camada do ozono e

contribui para a capacidade da Terra reter a humidade (vapor de água).

Mesosfera: É a camada acima da estratopausa e estende-se, aproximadamente,

até aos 85 km de altitude. Nesta camada observa-se uma nova diminuição da

temperatura com a altitude, devido à menor influência do ozono. O seu limite superior é

designado por mesopausa.

Termosfera: É a camada situada acima da mesopausa e estende-se até cerca de

500 km de altitude. Esta camada é caracterizada por uma elevada rarefacção do ar e pela

sua grande reactividade à radicação. Devido à existência de ozono e oxigénio que

absorvem a radiação, a temperatura desta camada volta a aumentar com a altitude,

sendo no entanto sensível aos ventos solares, atingindo valores mais elevados quando

existe grande actividade nas manchas solares. Esta camada é também designada por

ionosfera, devido às suas propriedades eléctricas. A ionosfera, região electrificada da

atmosfera, inicia-se na verdade na mesosfera, a cerca de 60 km de altitude, estendendo-

se para cima até ao limite da atmosfera.

1.3. Composição A composição química da atmosfera até à mesopausa é praticamente uniforme

face às concentrações de azoto, oxigénio e outros gases inertes, pelo que esta zona é

designada por homosfera.

Figura 2 – Localização da camada do ozono [3]

7

O vapor de água predomina na troposfera e o ozono na estratosfera intermédia.

O dióxido de carbono encontra-se muito bem misturado abaixo da mesopausa.

Existem também substâncias em suspensão na atmosfera, como água líquida e

sólida, poeiras, aerossóis e cinzas vulcânicas.

Embora a concentração de vapor de água e de ozono sejam diminutas quando

comparadas com outros gases, estes têm um papel crucial no balanço energético da

Terra, devido ao seu envolvimento nos processos radiativos.

Acima da mesopausa, não existe uma uniformização da distribuição de

moléculas e iões, pelo que esta zona é designada de heterosfera.

Apesar de a atmosfera apresentar um carácter aparentemente estático, ela é na

verdade dinâmica, havendo uma constante permuta de componentes gasosos entre esta e

a biosfera (vegetação, oceanos e organismos vivos). É apenas a partir do estudo químico

dos processos de eliminação e produção destes componentes, da atmosfera e para a

atmosfera, que nos é possível detectar e analisar a sua evolução e prever consequências

futuras das acções do Homem.

2. Ozono

2.1. Breve referência histórica O ozono foi descoberto em meados do século XIX por C. F. Schönbein e a sua

importância na constituição atmosférica foi amplamente evidenciada no século XX.

O ozono (O3) é um gás oxidante e reactivo e um dos componentes mais

importantes da estratosfera (onde se encontra 90% da sua quantidade atmosférica total)

mesmo sendo um componente minoritário (0,001%) quando comparado com o azoto

(79%) e o oxigénio (21%).

Em 1930 foi proposto por S. Chapman um mecanismo de formação cíclica de

ozono na atmosfera, iniciado por um processo de fotólise do oxigénio (O2) na

estratosfera (a cerca de 30 km de altitude). Este processo fotoquímico é conhecido por

mecanismo de Chapman. Contudo este mecanismo previa uma concentração de ozono

acima da observada experimentalmente, motivo pelo qual foram propostas algumas

8

reacções químicas paralelas ao referido mecanismo que levavam à destruição do ozono

estratosférico.

Com a evolução do estudo da química da atmosfera foi possível fazer novas

descobertas acerca dos mecanismos químicos que envolviam o ozono estratosférico. Em

1970 P. Crutzen descobriu a função dos óxidos de azoto nos mecanismos de destruição

do ozono e em 1974 M. Molina e F. S. Rowland previram o efeito nocivo do cloro

libertado dos clorofluorcarbonetos (CFC’s), compostos amplamente utilizados pelo

Homem, nesses mesmos mecanismos.

Contudo a evidência definitiva da existência de uma diminuição da quantidade

de ozono estratosférico apenas surgiu em 1985, quando um grupo de cientistas liderado

por Farman, descobriu o buraco na camada de ozono na Antárctida.

2.2. A Camada de Ozono Define-se como camada de ozono, o ozono estratosférico que actua como um

filtro que protege a vida na Terra da radiação ultra-violeta nociva do Sol.

É todavia evidente que esta função protectora está ameaçada, devido a

diminuição da camada de ozono.

A camada de ozono desempenhou provavelmente um papel crucial na evolução

da vida na Terra, não só como filtro protector mas também como factor determinante na

circulação da água no ciclo hidrológico e na estabilidade térmica da Terra.

Desde os anos 60 do século XX que os níveis de ozono na estratosfera são

monitorizados na Antárctida, contudo o facto de estes níveis baixarem de forma

dramática sazonalmente (entre Setembro e Novembro) só foi conhecido em 1985. No

início dos anos 90 do século passado foi registada uma diminuição de 60% dos níveis de

ozono sobre a Antárctida. Contudo esta diminuição não está limitada à Antárctida. Nos

anos 80 do século XX registou-se uma diminuição de 3% do valor médio global de

ozono estratosférico.

Para fazer face a este problema vinte e quatro países assinaram, em 1987, o

Protocolo de Montreal, cujo principal objectivo era reduzir a produção e o consumo de

CFC’s até 1999. Todavia, em 1992, em Copenhaga este Protocolo foi reformulado de

modo a que até 1996 toda a produção e consumo fosse eliminada.

9

Contudo este problema continuará neste século, dado que mesmo eliminando a

emissão e produção de CFC’s, os constituintes químicos que levam à destruição da

camada de ozono podem permanecer activos na estratosfera por mais de duzentos anos.

3. Fotoquímica da Estratosfera

3.1. Reacções Fotoquímicas Nas reacções fotoquímicas, o fotão é considerado um reagente e é representado

por hν. Segundo a Lei de Planck esta é a energia de um fotão com frequência ν.

Comparando as energias das ligações químicas moleculares com as energias dos

fotões, conclui-se que os fotões de menor energia, mas com capacidade de desencadear

reacções químicas, apresentam comprimentos de onda na região do visível do espectro

electromagnético. Esta gama de comprimentos de onda coincide, aproximadamente,

com as energias a que ocorrem transições electrónicas. As moléculas mais pequenas

têm, de um modo geral, absorções electrónicas intensas a comprimentos de onda

menores, quando comparadas com moléculas maiores.

O primeiro passo de uma reacção fotoquímica pode ser escrito da seguinte

forma:

A + hν � A*

onde A* representa uma molécula que se encontra num estado electrónico excitado.

Seguidamente A* pode participar em diferentes tipos de reacções:

1. Dissociação:

A* � B1 + B2

2. Reacção directa:

A* + B � C1 + C2

3. Fluorescência:

A* � A + hν

4. Desactivação colisional:

A* + M � A + M

5. Ionização:

A* � A+ + e-

10

Uma molécula pode sofrer fotodissociação se a energia do fotão exceder a

energia de ligação de uma dada ligação química. Deste modo, as moléculas excitadas

A* podem conservar-se acima do limite de dissociação da molécula, assim como um ou

mais produtos de reacção de fotodissociação podem permanecer em níveis electrónicos

excitados.

3.2. Mecanismo de Chapman A radiação solar que penetra na estratosfera, com comprimentos de onda

inferiores a 242 nm, provoca a lenta dissociação do oxigénio molecular:

O2 + hν � O + O (λ < 242 nm)

o átomo de oxigénio resultante reage prontamente com o oxigénio molecular na

presença de uma terceira molécula, M (usualmente M é uma molécula de O2 ou N2),

formando o ozono:

O + O2 + M � O3 + M

Esta é a única reacção que conduz à produção de ozono na atmosfera.

A molécula de ozono, absorve fortemente a radiação com comprimentos de onda

entre 240 e 320 nm, decompondo-se em oxigénio molecular e oxigénio atómico:

O3 + hν � O2 + O (240 <λ < 320 nm)

O ozono pode também dissociar-se ao reagir com o oxigénio atómico, levando à

formação de duas moléculas de oxigénio molecular:

O3 + O � 2 O2

Este mecanismo foi aceite como representativo das reacções de formação e

destruição do ozono na estratosfera até cerca de 1964. Porém, cálculos realizados nessa

época previam uma maior quantidade de ozono do que a calculada anteriormente e

medições da concentração de ozono mostravam que a sua quantidade real era duas

11

vezes inferior à prevista. Concluiu-se assim que deveriam existir outras reacções

químicas que levariam à destruição do ozono.

Estes novos processos de destruição do ozono, sob a forma de um ciclo catalítico

geral, são assim associados ao mecanismo de Chapman:

X + O3 � XO + O2

XO + O � X + O2

Onde X é um radical livre catalisador, podendo representar H, OH, NO, Cl ou Br. A

reacção global deste ciclo pode ser descrita como:

O3 + O � 2 O2

3.3. Ciclos de HO x Denomina-se HOx ao grupo de radicais livres H, HO e HO2. Existem vários

ciclos possíveis para a família HOx:

Ciclo 1:

H + O3 � HO + O2

HO + O � H + O2

Global O3 + O � 2 O2

Ciclo 2:

HO + O3 � HO2 + O2

HO2 + O � HO + O2

Global O3 + O � 2 O2

Ciclo 3:

HO + O � H + O2

H + O2 + M � HO2 + M

12

HO2 + O � HO + O2

Global 2 O + M � O2 + M

Ciclo 4:

HO + O3 � HO2 + O2

HO2 + O3 � HO + 2 O2

Global 2 O3 � 3 O2

A importância relativa de cada um dos ciclos a uma dada altitude da estratosfera

depende das concentrações relativas dos radicais O, HO e HO2.

3.4. Ciclos de NO x Denomina-se NOx ao grupo de radicais livres NO e NO2. O ciclo seguinte ocorre

em toda a extensão da estratosfera:

Ciclo 1:

NO + O3 � NO2 + O2

NO2 + O � NO + O2

Global O3 + O � 2 O2

Contudo, na baixa estratosfera, onde a concentração de ozono é superior, um

outro ciclo ocorre:

Ciclo 2:

NO + O3 � NO2 + O2

NO2 + O3 � NO3 + O2

NO3 + hν � NO + O2

Global 2 O3 � 3 O2

O radical nitrato formado é contudo rapidamente fotolizado durante o dia. Esta

fotólise pode ocorrer como resultado de duas reacções distintas:

13

Reacção 1:

NO3 + hν � NO2 + O

Reacção 2:

NO3 + hν � NO + O2

O radical nitrato pode também reagir com o dióxido de azoto, produzindo assim

pentóxido de diazoto:

NO3 + NO2 + M � N2O5 + M

Este composto decompõe-se termicamente ou por fotólise, regenerando os reagentes.

Como a sua formação não implica uma perda permanente de NOx, o pentóxido de

diazoto é considerado um reservatório de NOx.

A reacção:

N2O5 + H2O (s) � 2 HNO3 (s)

onde H2O (s) representa uma molécula de água absorvida numa partícula sólida, é uma

reacção muito lenta em fase gasosa, mas que ocorre eficazmente nas partículas dos

aerossóis, sendo por este motivo, uma reacção importante na estratosfera.

3.5. Ciclos de ClO x Em 1974 verificou-se que os clorofluorcarbonetos não eram destruídos na

troposfera, persistindo na atmosfera até alcançarem a estratosfera onde ocorria a sua

fotólise, provocada pela radiação solar UV:

CFCl3 + hν � CFCl2 + Cl

CF2Cl2 + hν � CF2Cl + Cl

Estas reacções são exemplos da dissociação dos CFC’s que são fotolisados entre

185 e 210 nm, razão pela qual não necessitam de subir acima do oxigénio molecular e

14

do ozono. O átomo de cloro é extremamente reactivo com o ozono e estabiliza um ciclo

de destruição do ozono:

Ciclo 1:

Cl + O3 � ClO + O2

ClO + O � Cl + O2

Global O3 + O � 2 O2

Outras reacções envolvendo os radicais CFCl2 e CF2Cl conduzem à libertação

dos restantes átomos de cloro, que fomentam o ciclo anterior.

3.6. Reservatório de espécies e acoplamento dos cic los Analisando os ciclos anteriores poderíamos supor que estes levariam a perdas

significativas e permanentes de ozono. Todavia, estes ciclos podem ser interrompidos

quando a espécie reactiva – HO, NO2, Cl e ClO – participa noutras reacções químicas,

deixando de estar acessíveis. Como exemplos de reacções químicas que conduzem à

interrupção dos ciclos temos:

HO + NO2 + Μ � HNO3 + M

Cl + CH4 � HCl + CH3

Tanto os ácidos nítrico como clorídrico são espécies estáveis na estratosfera.

As espécies reactivas podem também sofrer remoções temporárias dos ciclos

catalíticos, sendo guardadas em reservatórios de espécies. Isto significa que a espécie

reactiva é modificada para uma forma não reactiva não sendo contudo retirada da

atmosfera. Uma das mais importantes espécies reservatório da estratosfera é o nitrato de

cloro, formada segundo a reacção:

ClO + NO2 + Μ � ClONO2 + M

Esta espécie reservatório é especialmente importante pois acumula dois agentes

catalíticos, o NO2 e o ClO.

15

O nitrato de cloro sofre fotólise de dois modos distintos, ocorrendo a libertação

do átomo de cloro e do óxido de cloro, espécies activas do ciclo ClOx:

Reacção 1:

ClONO2 + hν � ClO + NO2

Reacção 2:

ClONO2 + hν � Cl + NO3

A distribuição das espécies de cloro entre as formas reactivas e não reactivas depende

da temperatura, altitude e latitude e a importância do nitrato de cloro como espécie

reservatório depende da concentração de NO2 e ClO na estratosfera.

Verifica-se assim um acoplamento dos ciclos HOx, NOx e ClOx, que condiciona

a química do ozono estratosférico.

O acoplamento dos ciclos HOx e NOx ocorre da seguinte forma:

HO2 + NO � NO2 + HO

HO + NO2 + Μ � HNO3 + M

HNO3 + hν � HO + NO2

HNO3 + HO � H2O + NO3

O acoplamento dos ciclos HOx e ClOx ocorre do seguinte modo:

HO + HCl � H2O + Cl

HO2 + ClO � HOCl + O2

O aumento da concentração de HO produz, nos ciclos NOx e ClOx efeitos

opostos. No caso dos ciclos ClOx, este aumento conduz à produção de Cl, aumentando o

poder destruidor do ozono do ciclo. No caso dos ciclos NOx, este aumento conduz à

produção de HNO3, o que corresponde a um abrandamento destes ciclos, ou seja,

corresponde a um abrandamento da destruição do ozono.

16

3.7. Diminuição da concentração de ozono estratosfé rico (buraco na camada de ozono)

A Antárctida é o local do planeta que apresenta as concentrações mais elevadas

de ozono durante grande parte do ano. Este ozono é sintetizado nos trópicos e enviado,

juntamente com os reservatórios de cloro molecular, para a Antárctida através de

movimentações maciças de ar. A estratosfera da Antárctida apresenta contudo

concentrações diminutas de oxigénio atómico, pois neste local as radiações UV são

pouco intensas.

Durante o Inverno, na Antárctida, surgem colunas descendentes de ar que se

deslocam para oeste, devido ao arrefecimento observado. Este ciclone polar é

extremamente estável no Inverno e início da Primavera, protegendo o núcleo de ar

muito frio do ar exterior. Este ciclone retém, durante vários meses, o ozono que viajou

dos trópicos até à Antárctida. Com a chegada do mês de Setembro, quando o Sol volta a

brilhar sobre a Antárctida, a temperatura sobe e o ciclone começa a perder intensidade,

podendo mesmo desaparecer em Novembro. É também nesta altura que a quantidade de

ozono existente no ciclone polar começa a diminuir. Contudo, informações recolhidas

nas últimas décadas indicam que os níveis de ozono estratosférico, durante a Primavera,

têm vindo a diminuir drasticamente.

Surgiram várias explicações sugerindo que esta diminuição de ozono se poderia

dever unicamente ao ciclo solar. Todavia, nenhuma destas explicações conseguia

interpretar correctamente as alterações observadas. Numa tentativa de compreender os

mecanismos que estavam a despoletar tal diminuição da quantidade de ozono, foram

propostas explicações que se baseavam nos ciclos catalíticos descritos anteriormente.

Devido à fraca intensidade da radiação solar sobre a Antárctida, a

fotodissociação do oxigénio ocorre numa escala reduzida, pelo que a produção de ozono

nesta área é diminuta. Por este motivo, os ciclos catalíticos que necessitam de átomos de

oxigénio, não podem explicar a diminuição da quantidade de ozono.

A diminuição da quantidade de ozono verifica-se para altitudes compreendidas

entre os 12 e 24 km. Dado que os CFC’s e halogéneos são mais eficientes a destruir o

ozono para altitudes superiores a 40 km, estes compostos não poderiam explicar por si

só esta diminuição. Além deste facto, a quantidade existente de CFC’s e halogéneos só

poderia destruir cerca de 5 a 10% do ozono presente acima dos 40 km de altitude.

Foi proposto então o seguinte mecanismo:

17

ClO + ClO + M � Cl2O2 + M

Cl2O2 + hν � Cl + Cl + O2

2 (Cl + O3 � ClO + O2)

Global 2 O3 + hν � 3 O2

A fotólise do Cl2O2 pode ocorrer segundo duas vias:

Reacção 1:

Cl2O2 + hν � Cl + ClOO

Reacção 2:

Cl2O2 + hν � ClO + ClO

Apenas a primeira reacção pode conduzir a ciclos de destruição de ozono. O produto

ClOO decompõe-se rapidamente segundo a reacção:

ClOO + M � Cl + O2 + M

Se a quantidade de ClO for suficiente, pode-se formar um ciclo de reacções de

destruição substancial de ozono. Porém, a química em fase gasosa do sistema ClOx não

produz a quantidade necessária de ClO para justificar totalmente a diminuição drástica

de ozono observada na estratosfera.

3.7.1. Nuvens polares estratosféricas A noite polar é caracterizada por temperaturas muito baixas, da ordem dos 183

K para altitudes compreendidas entre 15 e 20 km. A estas temperaturas o pouco vapor

de água existente na estratosfera condensa, formando-se as denominadas nuvens polares

estratosféricas, que se encontram a altitudes compreendidas entre os 10 e 25 km.

A composição das nuvens polares estratosféricas é ainda incerta, assim como os

mecanismos que levam à sua formação.

3.7.2. Nuvens polares estratosféricas e diminuição da concentração de ozono estratosférico

A química em fase gasosa dos ciclos ClOx e NOx não permite explicar o

fenómeno da diminuição da concentração de ozono estratosférico. Contudo, as reacções

18

em fase heterogénea que ocorrem nas nuvens polares estratosféricas são de extrema

importância no mecanismo de destruição do ozono.

Existe na estratosfera uma camada de aerossóis a altitudes de 12 a 30 km. Estes

aerossóis são compostos por pequenas gotas de ácido sulfúrico, apresentando diâmetros

da ordem dos 0,2 µm e concentrações da ordem de 1 a 10 cm-3. Para latitudes médias na

estratosfera baixa (aproximadamente 16 km) a temperatura é de cerca de 220 K e as

partículas em equilíbrio com 5 ppm de água apresentam composições de 70 a 75 % (em

massa) de ácido sulfúrico. Com a diminuição da temperatura, estas partículas absorvem

água para manter o equilíbrio e a 195 K elas apresentam composições de 40 % (em

massa) de ácido sulfúrico.

De um modo geral, a libertação de cloro activo das espécies HCl e ClONO2 é

um processo lento, contudo as nuvens polares estratosféricas promovem a sua

conversão em cloro fotoquimicamente activo. O primeiro passo do processo é a

absorção dos gases nas nuvens polares estratosféricas, passo que é extremamente

eficiente. O passo seguinte é a reacção heterogénea do gás ClONO2 com o HCl que se

encontra na superfície do gelo:

HCl (s) + ClONO2 � Cl2 + HNO3 (s)

onde (s) representa a superfície do gelo. Esta é a reacção de activação de cloro

estratosférico polar mais importante. A solubilidade do HCl no aerossol estratosférico

com concentrações de 50 a 80 % de ácido sulfúrico é relativamente baixa. Todavia

quando as temperaturas estratosféricas descem para valores inferiores a 200 K, as

partículas estratosféricas absorvem água, facto que permite a absorção do HCl.

O Cl2 libertado sofre fotólise rapidamente, produzindo átomos de Cl, ao passo

que o HNO3 permanece no gelo, originando uma remoção dos óxidos de azoto da fase

gasosa. A retenção do HNO3 propicia a contínua destruição catalítica do ozono por

remoção de NOx do sistema, que poderia reagir com o ClO formando ClONO2. Este

ciclo pode ser descrito da seguinte forma:

HCl (s) + ClONO2 � Cl2 + HNO3 (s)

Cl2 + hν � 2 Cl

2 (Cl + O3 � ClO + O2)

ClO + NO2 + M � ClONO2 + M

19

Global HCl (s) + NO2 + 2 O3 + hν � HNO3 (s) + 2 O2

A reacção entre ClONO2 e H2O (s), que é mais lenta em fase gasosa, pode também

ocorrer:

ClONO2 + H2O (s) � HOCl + HNO3 (s)

O HOCl gasoso sofre fotólise rapidamente, dando origem a cloro livre. O HOCl pode

reagir também com o HCl (s):

HOCl + HCl (s) � Cl2 + H2O

No caso de existir N2O5, uma outra reacção heterogénea poderá ocorrer, reacção

essa que conduz à reconversão de HCl em cloro activo:

N2O5 + HCl (s) � ClNO2 + HNO3 (s)

O ClNO2 gasoso sofre também uma rápida fotólise, originando cloro activo.

Para que ocorra o mecanismo de destruição do ozono estratosférico polar é

necessário que as temperaturas sejam muito baixas e que exista radiação solar. A

ausência de um destes parâmetros evita a ocorrência do mecanismo. As temperaturas

baixas são necessárias à formação das nuvens polares estratosféricas que facultam a

superfície na qual as reacções heterogéneas ocorrem. A radiação é necessária para que

ocorra a fotólise das diferentes espécies gasosas de cloro, produzidas nas reacções

heterogéneas.

Num período inicial existe acumulação de ClO. Contudo, quando a sua

concentração é suficientemente elevada, ocorre o seguinte ciclo catalítico:

ClO + ClO + M � Cl2O2 + M

Cl2O2 + hν � Cl + ClOO

ClOO + M � Cl + O2 + M

2 (Cl + O3 � ClO + O2)

20

Global 2 O3 + hν � 3 O2

Visto que grande parte de NOx está presente nas nuvens polares estratosféricas

sob a forma de HNO3, o efeito moderador de NOx, através da formação de ClONO2, não

é verificado. Para que ocorra a destruição de ozono em grande escala é necessário que a

concentração de HNO3 seja muito baixa. O principal processo que promove a remoção

de HNO3 da fase gasosa a temperaturas inferiores a 195 K é a formação de ácido nítrico

tri-hidratado nas nuvens polares estratosféricas. Uma pequena fracção do HNO3 é

removida segundo a reacção esquematizada em seguida:

HCl (s) + ClONO2 � Cl2 + HNO3 (s)

A desnitrificação acontece assim por precipitação de partículas suficientemente

grandes que constituem as nuvens polares estratosféricas, que arrastam consigo o HNO3

absorvido. A extensão da precipitação destas partículas é, no entanto, ainda

desconhecida.

Quando as massas de ar começam a aquecer devido à dissipação do ciclone polar

e à absorção de radiação, as nuvens polares estratosféricas podem eventualmente

evaporar-se, libertando HNO3. Este sofre fotólise e reage com o HO, regenerando o NOx

em fase gasosa:

HNO3 + hν � HO + NO2

HNO3 + HO � H2O + NO2

Posteriormente o NO2 gasoso reage com o ClO, retendo o cloro sob a forma inactiva

ClONO2. A razão ClO/HO é um indicador da evolução da destruição do ozono.

Quando todo o cloro é convertido pelas nuvens polares estratosféricas, a

quantidade de HCl volta a ser a original. Estima-se que sejam necessários noventa

meios-dias para que esta conversão seja completada, assumindo uma temperatura de

200 K, uma concentração média de cloro de 0,015 ppt e uma concentração média de

metano de 0,8 ppm. Uma vez que a absorção da radiação pelo ozono contribui para o

aquecimento da estratosfera e devido à rarefacção do ozono, o processo usual de

21

aquecimento é mais lento, prolongando a duração temporal da diminuição da

concentração de ozono.

4. Fotoquímica da Troposfera A troposfera é um reservatório químico bastante diferente da estratosfera. O

transporte de espécies entre a troposfera e a estratosfera é muito mais lento do que as

misturas que se observam na troposfera. As espécies emitidas pela superfície terrestre

cujos tempos de vida são inferiores a um ano são destruídas na troposfera. Embora a

estratosfera funcione como filtro das radiações mais energéticas, as radiações que

atingem a troposfera são suficientemente energéticas para promover um conjunto de

reacções fotoquímicas. Um factor chave da química da troposfera é a existência de

grandes quantidades de vapor de água. Tal como sucede na estratosfera o ozono tem um

papel central na química da troposfera, onde ocorrem reacções que conduzem à sua

formação e destruição.

4.1. Ciclo fotoquímico de NO 2, NO e O3 A formação de ozono ocorre após a fotólise do NO2, para comprimentos de onda

inferiores a 424 nm:

NO2 + hν � NO + O (λ < 424 nm)

O + O2 + M � O3 + M

M representa as moléculas N2 ou O2, ou outra molécula capaz de absorver o excesso de

energia vibracional, estabilizando a molécula de O3 formada. Uma vez formada, a

molécula de O3 reage com NO, regenerando o NO2:

O3 + NO � NO2 + O2

22

4.2. A química atmosférica do CO e NO x a importância do radical HO

A química do radical HO é de extrema importância para a compreensão da

química da troposfera. Este radical não é reactivo com o oxigénio, motivo pelo qual

subsiste para reagir com grande parte das espécies vestigiais presentes na atmosfera.

O radical hidroxilo reage com o monóxido de carbono segundo a reacção:

CO + HO· � CO2 + H·

O átomo de hidrogénio formado combina-se rapidamente com o oxigénio molecular,

formando o radical hidroperoxilo:

H· + O2 + Μ � HO2· + M

A reacção global pode ser descrita do seguinte modo:

CO + HO· � CO2 + HO2·

A adição de um átomo de H ao O2 enfraquece a ligação O-O no O2, pelo que o radical

hidroperoxilo resultante é muito mais reactivo do que o próprio O2. A reacção

atmosférica mais importante que ocorre com o radical HO2 é entre este e o NO. Pelo

que, quando este está presente na atmosfera, ocorre a reacção seguidamente descrita:

HO2· + NO � NO2 + HO·

A oxidação atmosférica do CO pode ser resumida segundo o seguinte esquema:

CO + HO· � CO2 + H·

HO2· + NO � NO2 + HO·

NO2 + hν � NO + O

O + O2 + M � O3 + M

Global CO + 2O2 + hν � CO2 + O3

O2

23

Como podemos ver nem o HO nem o HO2 são consumidos neste ciclo que pode ser

considerado o ciclo catalítico de oxidação do CO a CO2. Este ciclo continua

repetidamente até que uma das moléculas é removida por uma reacção de terminação.

As características qualitativas do conjunto de reacções CO/NOx podem ser

descritas como se segue. A fotólise do NO2 produz NO e O. O átomo de O combina-se

prontamente com o oxigénio molecular formando O3. Posteriormente o ozono reage

com o NO, regenerando o NO2. O ciclo químico destas três reacções pode ser

esquematizado do seguinte modo (o O2 não é indicado):

NO2 ↔ NO + O3

Dado que este ciclo de reacções é mais rápido do que as reacções concorrentes, o estado

estacionário é atingido rapidamente. Considerando agora as reacções que ocorrem

devido à existência de CO, o ciclo reversível anterior é modificado da seguinte forma:

NO2 ↔ NO + O3

O radical HO2 que converte NO de novo em NO2 é transformado em HO, que fica

disponível para reagir com o CO. Obtemos assim dois ciclos interligados, onde o

mecanismo CO/NOx é uma reacção em cadeia onde o HO é o transportador dessa

mesma cadeia:

NO2 ↔ NO + O3

4.3. A química atmosférica do formaldeído e NO x O formaldeído é emitido por diversas fontes mas é também um dos produtos da

oxidação de hidrocarbonetos. O formaldeído sofre duas reacções importantes na

atmosfera, a fotólise:

hν

hν

HO2

hν

CO + OH � HO2

NO

24

Reacção 1:

HCHO + hν � H· + HCO

Reacção 2:

HCHO + hν � H2 + CO

e a reacção com HO:

HCHO + HO· � HCO + H2O

Como já referido anteriormente, o átomo de hidrogénio combina-se prontamente com o

O2 formando HO2. O radical formilo, HCO, também reage rapidamente com o O2

originando o radical hidroperoxilo e CO:

HCO + O2 � HO2· + CO

Devido à grande velocidade destas reacções, as reacções do formaldeído podem ser

apresentadas do seguinte modo:

HCHO + hν � 2HO2· + CO

� H2 + CO

HCHO + HO· � HO2· + CO + H2O

Se considerarmos agora estas reacções conjuntamente com as do ciclo CO/NOx,

podemos concluir que:

- cada molécula de HCHO que sofre fotólise conduz à conversão de duas

moléculas de NO em NO2, gerando simultaneamente dois radicais HO;

- a reacção HCHO-OH conduz à conversão de uma molécula de NO em

NO2, gerando simultaneamente um radical HO.

O2

O2

25

4.4. A química da troposfera de fundo Consideremos agora o alcano mais simples, o metano. O estudo da sua química

na atmosfera conduzir-nos-á à química da troposfera de fundo.

4.4.1. Fotólise do ozono A reacção chave da química da troposfera de fundo é a fotólise do ozono a

comprimentos de onda inferiores a 319 nm. Esta reacção origina um átomo de oxigénio

excitado que posteriormente reage com a água originando radicais hidroxilo. Embora o

ozono troposférico seja apenas 10% do ozono total existente na atmosfera, através da

formação de HO, ele determina a eficiência de oxidação da troposfera. Por este motivo

o ozono é o responsável último pela manutenção da composição da troposfera.

4.4.2. Oxidação do metano A reacção entre o radical hidroxilo e o CH4 pode ser descrita do seguinte modo:

CH4 + HO· � CH3· + H2O

Tal como sucede com o átomo de hidrogénio, o radical metilo reage prontamente com o

O2, originando o radical peróxido de metilo:

CH3· + O2 + M � CH3O2· + M

Globalmente, podemos escrever as equações anteriores da seguinte forma:

CH4 + HO· � CH3O2· + H2O

Nas condições existentes na troposfera, o radical peróxido de metilo pode reagir

com NO, NO2, HO2 e outros radicais peróxido orgânicos (RO2). As reacções com NO e

HO2 são, contudo, as mais importantes. A reacção com o NO conduz

à formação do radical metoxilo (CH3O), segundo a reacção:

CH3O2· + NO � CH3O· + NO2

O2

26

A reacção entre o HO2 e o NO regenera o radical HO:

HO2· + NO � HO· + NO2

O radical peróxido de metilo pode também reagir com o NO2:

CH3O2· + NO2 + M � CH3OONO2 + M

O peroxonitrato de metilo, CH3OONO2, pode actuar como um reservatório temporário

de NO2 e CH3O2 na alta troposfera.

A reacção entre CH3O2 e o radical HO2 conduz à formação de hidroperóxido de

metilo:

CH3O2· + HO2· � CH3OOH + O2

que pode sofrer fotólise ou reagir com o radical HO:

CH3OOH + hν � CH3O· + HO·

CH3OOH + HO· � H2O + CH3O2·

� H2O + ·CH2OOH

O hidroperóxido de metilo é assim um reservatório temporário de radicais, sendo a sua

deposição, húmida ou seca, um processo de perda troposférica de radicais.

A principal reacção do radical metoxilo, em condições troposféricas, é a reacção

com o O2, formando formaldeído e o radical HO2:

CH3O· + O2 � HCHO + HO2·

O formaldeído continua a reagir, por fotólise e por reacção com o radical HO e é

o produto principal da oxidação do metano.

O ciclo de oxidação do metano pode ser descrito como:

CH4 + HO· � CH3O2· + H2O

HCHO + HO·

rápido

O2

27

CH3O2· + NO � CH3O· + NO2

CH3O· + O2 � HCHO + HO2·

HO2· + NO � HO· + NO2

2 ( NO2 + hν � NO + O)

2 (O + O2 + M � O3 + M)

Global CH4 + 4O2 + 2 hν � HCHO + 2 O3 + H2O

Como podemos observar, a oxidação do formaldeído conduz à produção adicional de

ozono, sendo produzidas duas moléculas de ozono por cada molécula de metano.

4.4.3. Peróxido de hidrogénio O peróxido de hidrogénio é a espécie oxidante que predomina nas nuvens,

nevoeiros ou chuva, na atmosfera. A actividade fotoquímica determina a variação

diurna, sazonal e latitudinal da concentração de H2O2. Os processos de degradação de

H2O2 em fase gasosa são a sua reacção com o radical HO e a sua fotólise:

H2O2 + HO· � H2O + HO2·

H2O2 + hν� 2 HO·

A degradação de H2O2 em fase aquosa ocorre principalmente por reacção com o

SO2 dissolvido - produção de chuva ácida:

HSO3- + H2O2 � SO2OOH- + H2O

SO2OOH- + H+ � H2SO4

4.5. Radical hidroxilo Apesar de o radical hidroxilo ser a espécie mais reactiva da troposfera, este não

reage com nenhum dos principais constituintes da atmosfera tais como N2, O2, CO2 ou

H2O. Na verdade o radical hidroxilo reage com a maioria das espécies químicas

vestigiais da atmosfera. A extrema importância deste radical prende-se quer com a sua

grande reactividade quer com a sua elevada concentração.

As principais fontes de produção do radical HO na troposfera são:

28

i) fotólise de O3;

ii) fotólise do ácido nitroso:

HO· + NO + M � HONO + M (formação do ácido nitroso)

HONO + hν� HO· + NO (fotólise do ácido nitroso)

iii) reacção dos radicais HO2 com NO.

4.6. Radical nitrato As reacções de síntese do radical nitrato, NO3, são:

NO2 + O3 � NO3 + O2

NO2 + NO3 ↔ N2O5

O NO3 é uma espécie oxidante e reage com outras espécies da atmosfera. O requisito

necessário para que haja formação deste radical é a presença de NO2 e O3 na mesma

massa de ar.

O radical NO3 sofre rápida fotólise, durante o dia, segundo duas vias diferentes:

Reacção 1:

NO3 + hν � NO + O2 (λ < 700 nm)

Reacção 2:

NO3 + hν � NO2 + O (λ < 580 nm)

Reage também com o NO, sendo esta reacção de tal forma rápida que NO e NO3 não

coexistem em razões de alguns ppt ou superiores:

NO3 + NO� 2 NO2

Durante a noite, quando a concentração de NO tende para zero devido às reacções com

O3, as razões de NO3 podem atingir valores de 100 ppt.

As reacções em fase homogénea entre N2O5 com vapor de água e outros gases

vestigiais são muito lentas, ao contrário das reacções em fase heterogénea, que podem

ser de extrema importância, como é o caso da hidrólise do N2O5, que ocorre em

partículas de aerossóis ou em gotas de nuvens:

M

29

N2O5 + H2O (s) � 2 HNO3

Esta reacção não é contudo importante durante o dia, pois o NO3, que é um dos

reagentes na reacção de síntese de N2O5, sofre rapidamente fotólise.

4.7. Smog fotoquímico

4.7.1. Origem do smog fotoquímico Em muitos locais do planeta são registados fenómenos de poluição atmosférica

em que os níveis de concentração de ozono são elevados. Este ozono é o resultado das

reacções que ocorrem entre os poluentes atmosféricos e a radiação. A este fenómeno dá-

se o nome de smog fotoquímico.

Os principais reagentes que originam o smog fotoquímico são o NO e os

hidrocarbonetos não queimados que são emitidos para a atmosfera. A concentração

destes compostos nas atmosferas poluídas é muito superior à observada em regiões de ar

limpo. Verificou-se que os hidrocarbonetos gasosos existem no ar urbano, em

consequência da evaporação de solventes, combustíveis líquidos e outros compostos

orgânicos. Dá-se o nome de compostos orgânicos voláteis (COV) ao conjunto destes

compostos. A radiação é um elemento chave na formação do smog fotoquímico na

medida em que provoca um aumento da concentração de radicais livres que estão

envolvidos nos processos químicos de formação do smog.

Os produtos finais do smog fotoquímico são o ozono, o ácido nítrico e

compostos orgânicos:

COV + NO + hν � O3 + HNO3 + compostos orgânicos

Os poluentes primários são todas as substâncias que são inicialmente emitidas

para a atmosfera, como é o caso do NO, de hidrocarbonetos e outros compostos

orgânicos voláteis. Os poluentes secundários, são as substâncias que derivam dos

poluentes primários, sendo exemplos o O3 e o HNO3.

Os compostos orgânicos voláteis mais reactivos são os hidrocarbonetos que

contêm uma ligação dupla C=C, dado que podem receber radicais livres.

30

Sempre que um combustível é queimado ao ar e com uma chama a altas

temperaturas, existe produção de óxidos de azoto. A tais temperaturas, algum azoto e

oxigénio do ar reagem, formando NO:

N2 + O2 � NO2

Quanto maior for a temperatura da chama, maior é a quantidade de NO produzido. Este

NO é gradualmente oxidado a dióxido de azoto, NO2. Este por sua vez reage com NO,

formando NOx.

Contudo, nem todas as cidades estão expostas a fenómenos de smog

fotoquímico, pois são necessárias certas condições para que tal ocorra. Primeiro, é

necessário que o fluxo de tráfego automóvel seja elevado, de modo a que as quantidades

emitidas de NO, hidrocarbonetos e outros compostos orgânicos voláteis sejam

significativas. Segundo, é necessário que a cidade apresente temperaturas elevadas, e

que a intensidade solar que incide sobre esta seja grande de modo a que as reacções

ocorram rapidamente. Por último a movimentação do ar deve ser diminuta, para que não

haja diluição dos reagentes. Todavia, devido ao transporte de longo alcance de massas

de ar, muitas áreas que por si só não geram poluentes gasosos, estão sujeitas a elevadas

concentrações de ozono e outros oxidantes.

4.7.2. Redução do smog fotoquímico Com o intuito de melhorar a qualidade do ar das cidades sujeitas a episódios de

smog fotoquímico é necessário reduzir as concentrações de reagentes no ar,

nomeadamente de NOx, de hidrocarbonetos contendo ligação dupla C=C e dos

compostos orgânicos voláteis. Por razões económicas, técnicas e políticas, a estratégia

mais utilizada foi a redução dos hidrocarbonetos. Contudo, na generalidade dos casos, a

percentagem de redução de ozono e outros oxidantes foi muito inferior à percentagem

de redução dos hidrocarbonetos. Isto deve-se ao facto de os reagentes limitantes deste

processo serem os óxidos de azoto. No entanto, globalmente, tem-se observado uma

diminuição dos níveis de ozono.

Outra estratégia utilizada por algumas cidades foi construir no seu interior ou na

periferia, áreas densamente arborizadas, cujas árvores emitem hidrocarbonetos

31

suficientemente reactivos para suster o smog fotoquímico e, consequentemente, a

produção de ozono.

A evolução dos catalisadores dos veículos automóveis nos últimos anos contribuiu para

a diminuição da concentração de óxidos de azoto. Os catalisadores mais recentes

convertem primeiramente os óxidos de azoto em azoto e oxigénio, utilizando

hidrocarbonetos não queimados e CO e H2 como agentes redutores. Posteriormente os

gases contendo carbono são praticamente todos oxidados a CO2 e água. Um sistema

externo regula a razão ar/combustível, assegurando uma elevada conversão dos

reagentes.

5. Propostas pedagógicas O ensino da ciência deve promover a literacia científica e a cidadania dos alunos

assim como fomentar a sua participação activa na sociedade. As metodologias de ensino

devem por isso ser diversificadas e devem promover tanto a inter como a

transdisciplinaridade do conhecimento.

O recurso a temas e situações-problema actuais tais como o aquecimento global,

ou o aumento da poluição, devem promover o debate e tomada de consciência da

posição fulcral da ciência, nomeadamente a química, no dia-a-dia e na resolução dos

problemas ao mesmo tempo que promovem o desenvolvimento de conceitos químicos

centrais. A aprendizagem de conceitos e processos, que é de importância fundamental,

deve assim ser vista como um ponto de chegada e não como o ponto de partida do

processo de aprendizagem. A apresentação dos conceitos deve surgir associada à

relevância e ligação que estes têm com a situações-problema em estudo. Esta é a base

do ensino CTSA (Ciência – Tecnologia – Sociedade – Ambiente), um ensino

contextualizado, com debate em torno de questões com implicações sociais,

económicas, politicas, ambientais e tecnológicas que promovem um melhor

conhecimento e compreensão da ciência. Este tipo de ensino privilegia o conhecimento

em acção e está estruturado em torno de duas ideias fundamentais:

- compreensão do mundo na sua globalidade e complexidade, o que

requer o recurso à interdisciplinaridade com vista a conciliar as análises

fragmentadas que as visões analíticas dos saberes disciplinares fomentam e

fundamentam, pelo que estas visões disciplinares serão sempre complementares.

32

- escolha de situações-problema do quotidiano familiar dos alunos, a

partir das quais se organizam estratégias de ensino e de aprendizagem que irão

reflectir a necessidade de esclarecer conteúdos e processos da Ciência e da

Tecnologia, bem como das suas inter-relações com a Sociedade e o Ambiente,

proporcionando o desenvolvimento de atitudes e de valores.

Esta contextualização está hoje presente nas nossas orientações curriculares e é a

base de inúmeras investigações pedagógicas. Seguidamente fazer-se-á uma breve

análise de literatura pedagógica sobre a “Atmosfera”, bem como uma descrição das

orientações curriculares de Portugal e Reino Unido subordinadas ao mesmo tema.

5.1. Literatura Segundo Trogler [15], “a química atmosférica dos gases vestigiais ilustra

princípios fundamentais da cinética, ligações químicas, mecanismos de reacção,

fotoquímica, espectroscopia e ciclos geoquímicos”. Esta temática é de grande utilidade

em “cursos de química introdutória, química analítica, química física e espectroscopia

(…) e relata factos e conceitos fundamentais da química relacionados com problemas

ambientais que são de interesse geral”.

Adelhelm e Höhn [1], apresentam uma actividade experimental simples, para

realizar em contexto de sala de aula, com o objectivo de demonstrar os princípios do

efeito de estufa e investigar o potencial de diferentes gases que accionam o efeito de

estufa.

Andino et al [2], propõem também uma actividade experimental cujo objectivo é

contextualizar e debater tópicos relacionados com a poluição atmosférica tais como a

formação de aerossóis primários e secundários, a distribuição das partículas na

atmosfera, as reacções químicas do ozono e dos hidrocarbonetos e a dispersão da

radiação.

Uma actividade investigativa para alunos de níveis académicos superiores é

proposta por Klemm [9]. O objectivo principal desta actividade é estudar a formação de

ozono atmosférico e compreender a dinâmica das reacções químicas do ozono, a nível

local e regional. Com esta finalidade os estudantes monitorizaram a concentração de

ozono local e regionalmente assim como outros parâmetros atmosféricos e levaram a

cabo um conjunto de experiências no terreno. Esta actividade permite também o

desenvolvimento de outras competências como a formulação e teste de hipóteses,

33

recolha e selecção de informação e divulgação das conclusões finais às autoridades

locais e à comunidade científica através da redacção de um artigo científico.

Seeley et al [12], propõem a realização de uma actividade experimental que

permite medir a concentração de ozono ao nível do solo e que tem como principal

finalidade introduzir e contextualizar conceitos fundamentais como reacções de

oxidação-redução, lei dos gases perfeitos e análise espectroscópica. Os alunos

desenvolvem também competências no âmbito da construção de instrumentação simples

e da recolha e tratamento de amostras e dados.

Com o intuito de fomentar o interesse, conhecimento e compreensão dos alunos

pela química física, concretamente pela dinâmica das reacções químicas do ciclo de

Chapman, Zielinski [16], propõe a utilização de um programa computacional no

contexto de sala de aula. Para além das finalidades já referidas, salienta-se ainda que o

programa computacional permite uma mais fácil apreensão do conhecimento por parte

dos alunos assim como permite inserir num contexto mais relevante, aos olhos dos

alunos, o estudo da química física.

Pirjola [10], apresenta um programa computacional que tem como objectivo

simular a química da troposfera, com especial ênfase para o ozono troposférico. Este

programa permite simular diferentes características de um determinado dia,

compreender a ligação dos diferentes parâmetros e prever os impactos de problemas

ambientais tais como o aumento da poluição e a diminuição da camada do ozono.

Colodner et al [5], reportam uma maneira diferente e original de fazer e estudar

ciência. A Biosfera 2 é o maior laboratório fechado do planeta e apresenta um conjunto

de diferentes cursos com uma perspectiva de educação em contexto. Durante algumas

semanas, os estudantes vivem dentro deste laboratório estudando disciplinas como

Ciências da Terra, Ecologia e Política Ambiental, entre outras.

5.2. Orientações curriculares

5.2.1. Portugal Focando-se essencialmente nos processos fotoquímicos do ozono que ocorrem

na estratosfera e na troposfera, este seminário aprofunda parte dos conteúdos

leccionados no 10º ano de escolaridade na “Unidade II – Na atmosfera da Terra:

radiação, matéria e estrutura” da disciplina de Ciências físico-químicas A (CFQ A) e na

“Unidade I – Atmosfera e Ambiente: uma perspectiva Química” da disciplina de

34

Ciências físico-químicas B (CFQ B). Os conteúdos programáticos inseridos nestes

contextos são os mesmos em ambas as disciplinas, embora as unidades sejam diferentes.

A fotoquímica da atmosfera permite-nos apresentar aos alunos numa perspectiva

CTSA (Ciência – Tecnologia – Sociedade – Ambiente) temáticas como:

- atmosfera como filtro de radiações solares;

- formação de radicais livres na estratosfera e na troposfera;

- ozono como filtro protector da Terra;

- formação e decomposição do ozono na atmosfera;

- camada do ozono;

- problema científico e social da diminuição da camada do ozono;

- efeitos dos CFC’s no ozono estratosférico;

- nomenclatura dos alcanos e derivados;

- modelo covalente da ligação química;

- energia de ligação;

- comprimento de ligação;

- ângulo de ligação;

- geometria molecular;

- formação de iões na termosfera e mesosfera;

- energia de ligação por molécula e energia de ionização por mole de

moléculas.

Segundo um contexto mais alargado, subordinado ao tema “Atmosfera”, são

focadas as seguintes temáticas:

- evolução e composição da atmosfera;

- volume molar;

- constante de Avogadro;

- densidade de um gás;

- soluções e colóides;

- concentração mássica;

- percentagem em volume e percentagem em massa;

- concentração em partes por milhão;

- fracção molar.

Também no 8º ano de escolaridade, no tema “Sustentabilidade na Terra” a

temática da atmosfera é abordada com o intuito de contextualizar e desenvolver os

seguintes pontos:

35

- descrição e previsão do tempo atmosférica;

- influência da actividade humana na atmosfera terrestre e no clima.

5.2.2. Reino Unido O programa “Salters Advanced Chemistry”, desenvolvido pela Universidade de

York, apresenta também o tema “Atmosfera” com o intuito de contextualizar e leccionar

os seguintes conteúdos:

- efeito dos CFC’s na camada de ozono;

- efeito de estuda;

- espectro electromagnético;

- ligações covalentes;

- química das moléculas orgânicas;

- concentração molar;

- entalpia;

- energias de ligação;

- catálise;

- interacção da matéria com a radiação electromagnética;

- reacções envolvendo radicais;

- propriedades de compostos orgânicos halogenados;

- factores que influenciam a velocidade da reacção;

- natureza dinâmica do equilíbrio químico;

5.3. Conclusão Os professores desempenham um papel importante na produção e estruturação

do conhecimento não só pela interacção que se gera entre o conhecimento científico e a

sua aquisição por parte do aluno mas também pela própria interacção entre o professor e

o aluno assim como a interacção entre a instituição escola e a sociedade. É por este

motivo importante que o professor adeqúe as suas estratégias de ensino ao contexto

social, cultural e económico onde a instituição escola se insere.

As orientações curriculares nacionais promovem a concepção CTSA, onde os

alunos devem ser encorajados a identificar, analisar e aplicar conceitos científicos em

situações-problema reais. Esta contextualização torna o ensino da química mais

motivador e interessante para o aluno.

36

O tema escolhido “Fotoquímica da atmosfera” permite fazer esta relação, na

medida em que permite adquirir conhecimentos científicos fundamentais dentro de um

contexto actual e importante para a sociedade como é, por exemplo, a diminuição da

camada do ozono.

A internet deve também ser encarada como uma fonte de propostas

educacionais. Entre outros recursos, existe um crescente número de programas de

software livre, vocacionados para o ensino das ciências, e desenvolvidos por

laboratórios e faculdades de renome.

A investigação pedagógica subordinada ao tema em estudo é também relevante,

assim como o é o conhecimento desta investigação por parte do professor. Ao manter-se

actualizado ao nível da investigação pedagógica o professor tem acesso a um conjunto

de diferentes e inovadoras estratégias de ensino. Cabe ao professor seleccionar a que

melhor se adequa aos seus alunos.

37

6. Bibliografia

[1] Adelhelm M.; Höhn, E. J. Chem. Educ.1993, 70, 73-74.

[2] Andino, J.M.; Wallington, T.J.; Hurley, M.D.; Wayne, R.P.; J. Chem. Educ.2000,

77, 1584-1586.

[3] Barros, A.A.; Rodrigues C.; Miguelote, L., Química 10/11 – Física e Química A -

Ano 1 - Ensino Secundário, Maia, Areal Editores, 2007.

[4] Burton, George; et al, Salters Advanced Chemistry, Oxford, Heinemann Educational

Publishers, 1994.

[5] Colodner, D; Fine, L.; Harris, W.; Venkataraman, B. J. Chem. Educ.2001, 78, 144-

148.

[6] Corrêa, C.; Basto F.P.; Almeida, N., Química – Física e Química A – Química 10º

ou 11º (ano 1), Porto, Porto Editora, 2007.

[7] Finlayson-Pitts, B.J.; Pitts, Jr., J.N., Chemistry of the upper and lower atmosphere,

Academic Press, 2000.

[8] Galvão, C.; et al, Ciências Físicas e Naturais - Orientações Curriculares – 3º Ciclo,

Ministério da Educação – Departamento da Educação Básica, 2001.

[9] Klemm, O. J. Chem. Educ.2001, 78, 1641-1646.

[10] Pirjola, L. J. Chem. Educ.2000, 77, 1650-1652.

[11] Reger, D.; Goode, S; Mercer, E., Química: Princípios e Aplicações, Lisboa,

Fundação Calouste Gulbenkian, 1997.

[12] Seeley, J. V.; Bull, A. W.; Fehir, R. J.; Cornwall, S.; Knudsen, G.A.; Seeley S. T.

J. Chem. Educ.2005, 82, 282-285.

[13] Seinfeld, J.H.; Pandis, S.N., Atmospheric Chemistry and Physics: From air

pollution to climate change, John Wiley & Sons, Inc., 1998.

[14] Silva, J.C.G.E., Programa FOCO: Química da Atmosfera.

[15] Trogler, W.C. J. Chem. Educ.1995, 72, 973-976.

[16] Zielinski, T.J. J. Chem. Educ.1999, 76, 1308-1310.