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Introdução
A importância da experimentação no ensino de Química
O ensino de Química vem perdendo sua importância no decorrer da história devido à banalização da educação básica no Brasil, pouca valorização dos docentes e baixos salários. Estes aspectos negativos fizeram com que grande parte dos estudantes desenvolvesse uma aversão em relação a esta disciplina e que é vista por muitos como um conteúdo pouco significativo, composto por fórmulas matemáticas abstratas ou linguagem de difícil memorização. Tudo isso é contraditório com o verdadeiro papel social da Química (Schnetzler, 2015; Mortimer, Machado e Romanelli, 2000).
A Química é uma ciência experimental e das mais importantes, visto que ela é capaz de fornecer mecanismos necessários para a compreensão da natureza e de como é constituído o mundo material, permitindo ainda intervir em muitas transformações que poderão vir a ocorrer. Portanto, estudar Química não é apenas decorar fórmulas, fazer cálculos, mas sim estudar o mundo, a constituição, formação e transformações da matéria e, tanto quanto possível, relacionar o aprendizado com fenômenos do dia a dia. Enfim, o ensino de Química deverá orientar o estudante a descobertas de conhecimentos e utilizá-los de modo a permitir a continuidade no seu processo de aprendizagem e também que o faça criar um paralelo entre o conteúdo ministrado na sala de aula e as atividades vivenciadas no dia a dia pela sociedade (Zanon e Maldaner, 2015; Wartha, Silva e Bejarano; Fidelis, 2016).
Dada as dificuldades, carência de formação dos profissionais do ensino, principalmente aqueles que atuam no sistema público de ensino, a metodologia empregada para ensinar Química tem enfatizado a memorização e pouco criado situações que possibilitem o desenvolvimento de atividades de experimentação (Schnetzler, 2015; Zanon e Maldaner, 2015). Como consequência, dificulta a assimilação do conteúdo teórico ministrado e a sua associação com o cotidiano. Este fato impossibilita o desenvolvimento de uma visão crítica da realidade e faz com que o conteúdo trabalhado não seja significativo para jovens de ensino médio ou fundamental, resultando numa aversão em relação ao aprendizado científico.
A ausência de correlação com o mundo faz com que o estudante diminua seu interesse no aprendizado e desenvolva a concepção de que a Química é apenas uma disciplina fundamentada em conceitos abstratos, que jamais poderão ser aplicados nas suas atividades do cotidiano e da sociedade como um todo (Wartha et al., 2013).
A experimentação é um dos principais alicerces que sustentam a complexa rede conceitual que estrutura o processo de ensino e aprendizagem de Química. Ele não é o único, uma vez que se encontra entrelaçado com outros, como o construído pela história da Química e o construído pelo conceito sociocultural de que o aluno faz parte (Lisbôa, 2015). Diversos autores enfatizam que as atividades experimentais representam um papel importante no processo de ensino e aprendizagem científica, uma vez que estimulam o interesse dos estudantes em sala de aula e os engajam para atividades subsequentes. À medida que os experimentos são planejados, é possível estreitar o elo entre motivação e aprendizagem, fazendo com que o envolvimento dos alunos seja mais ativo, acarretando em evoluções em termos conceituais (Lisbôa, 2015; Francisco, Ferreira e Hartwig, 2008; Giordam, 1999; Gonçalves, Antunes e Antunes, 2001). Observamos que o emprego de experimentos demonstrativos em sala de sala, além de manter a atenção dos estudantes em alta, despertando motivação e interesse no assunto estudado, também contribuem para o desenvolvimento da aprendizagem significativa.
Outro aspecto importante a ser levantado é a preocupação do desenvolvimento das atividades experimentais utilizando materiais de baixo custo. Atividades deste tipo podem contribuir não apenas para o aprendizado científico, mas também auxiliar na reflexão quanto ao aproveitamento de recursos e matérias primas, conscientizando o aluno de que muitos materiais que seriam descartados podem ser reaproveitados e aplicados no desenvolvimento de outros materiais que são importantes para a sociedade. Em contrapartida, o desenvolvimento de experimentos com materiais de baixo custo também é uma alternativa interessante, uma vez que existem muitas instituições de ensino que carecem de recursos financeiros e infraestruturas, assim, o trabalho com sucatas e experimentos simples pode, além de trazer uma riqueza de informações científicas, facilitar o trabalho dos professores que atuam em regiões mais carentes.
A Sociedade Brasileira de Química, por meio da Revista Química Nova na Escola, destaca a importância do desenvolvimento de atividades experimentais simples, que possam ser acessíveis em escolas mais carentes. Assim, a divulgação de experimentos deve contribuir para o tratamento de conceitos químicos do ensino médio e fundamental e que utilizem materiais de fácil aquisição, permitindo sua realização em qualquer uma das diversas condições das escolas brasileiras (Lisbôa, 2015).
Uma forma de conduzir uma experiência demonstrativa-investigativa, que pode alcançar resultados mais efetivos no processo de ensino-aprendizagem, inicia-se pela formulação de uma pergunta que desperte a curiosidade e interesse dos alunos, caso contrário a atividade terá um caráter apenas demonstrativo. Durante a realização da atividade, o professor deverá conduzir a aula de modo a trabalhar os 3 níveis de conhecimentos da Química: a observação macroscópica, a interpretação microscópica e a expressão representacional (Silva, Machado e Tunes, 2015). A observação macroscópica consiste em descrever aquilo que é visualizado durante a realização do experimento. Já a interpretação microscópica deve recorrer a teorias científicas disponíveis que expliquem os fenômenos estudados, enquanto na expressão representacional é recomendado a utilização da linguagem química, física ou matemática para representar o fenômeno em questão, o que implica o uso de reações químicas, fórmulas, gráficos, modelos, etc.
Com base na importância da utilização de atividades experimentais no processo de ensino e aprendizagem de Química, esse trabalho tem por objetivo propor uma atividade experimental utilizando palhas de aço ou aparas de aço e ácido sulfúrico (H2SO4) para produção de FeSO4.7H2O. A palha e/ou aparas de aço são materiais constituídos maioritariamente de ferro (Fe) e carbono (C), que são acessíveis (podendo ser uma sucata) e de baixo custo, e que possibilitam trabalhar diversos conceitos de química geral, química inorgânica, química analítica, eletroquímica e físico-química, por meio de um único experimento.
A partir da dissolução da palha de aço com H2SO4, o professor poderá desenvolver estudos de reações químicas, enfatizando as reações de óxido-redução, além de trabalhar técnicas de separação de misturas e reações de desprendimento de gases, o que permitirá o estudo das Leis dos Gases Ideais e aspectos gerais de estequiometria.
Reações envolvendo equilíbrios químicos em meio aquoso, como os fundamentos básicos, princípios de Le Chatelier, equilíbrios ácido-base, de precipitação e de complexação também poderão ser trabalhados por meio deste experimento, fazendo com o que mesmo não se restrinja apenas à aplicação no ensino médio, mas também poderá ser aplicado com alunos de graduação. Além disso, o experimento também poderá auxiliar na compreensão e estudos de interações intermoleculares, solubilidade, estequiometria e volumetria, permitindo, também, o trabalho com reações químicas enfatizando a produção de novos produtos de importância para a sociedade a partir de um material de baixo custo e que comumente é descartado na natureza.
Experimental
Material
Todas as soluções indicadas devem ser preparadas com reagente de grau analítico, uma vez que os testes serão realizados em escala quantitativa e qualitativa. Apenas para o etanol recomenda-se o uso do reagente com grau técnico (Tabela 1).
Tabela 1 Materiais e reagentes utilizados
| Material | Reagentes e soluçõe |
|---|---|
| Bico de Bunsen | Amostras de palha de aço |
| (∼1g) | |
| Béquer ‒ 250mL | H2SO4 (2.0molL−1) |
| Bastão de vidro | Água destilada |
| Suporte universal | Cubos de gelo |
| Funil de vidro | Etanol (46% m/m) |
| Papel filtro | Solução de KMnO4 |
| (0.03molL−1) | |
| Tubos de ensaio | Solução de NaOH (4.0molL−1) |
| Estante para tubos de | Solução de H202 (30%) |
| ensaio | |
| Bureta de 50mL | Solução de HCl (2.0molL−1) |
| Erlenmeyer de 250mL | Solução de NH4SCN |
| (0.2molL−1) | |
| Balão volumétrico de | Solução de NaF (2.0molL−1) |
| 100mL | |
| Pipeta de 25mL | Solução de K4[Fe(CN)6] |
| (0.06molL−1) | |
| Cuba de vidro | Solução de K3[Fe(CN)6] |
| (0.06molL−1) |
Resultados e discussões
Dissolução da palha de aço e cristalização do FeSO 4 .7 H 2 O
A Figura 1 ilustra os procedimentos envolvidos nas etapas de dissolução da palha de aço, assim como a cristalização do FeSO4.7H2O. O esquema pode atuar como um guia para o professor direcionar a atividade experimental, que pode ser iniciada com a seguinte pergunta motivadora: «Seria possível a obtenção de FeSO4.7H2O, substância utilizada no combate à anemia, a partir da palha de aço?»
Figura 1 Esquema representativo da proposta experimental, considerando as etapas de dissolução da palha de aço e cristalização do FeSO4.7H2O. Etanol: EtOH.
O esquema representa alguns itens sem preenchimento que correspondem a observações e provocações feitas aos alunos, de modo a conduzir os discentes na construção do conhecimento proposto pela atividade investigativa. Assim, nesta etapa, questionamentos sobre o volume da solução de H2SO4 a ser utilizada, assim como a natureza do gás formado e cor dos produtos obtidos, são aspectos interessantes a serem observados e auxiliarão o professor na realização do fechamento da atividade.
Segue a descrição do procedimento envolvendo a dissolução da palha de aço:
pesar em balança analítica aproximadamente 1.00 g de palha de aço e transferir para um Erlenmeyer de 250 mL. Acrescentar 20 mL de solução de H2SO4 (2,0 mol L−1) e cerca de 15 mL de água destilada;
aquecer a mistura utilizando bico de Bunsen ou uma chapa elétrica. Manter o aquecimento em cerca de 60 ◦ C e até que ocorra a dissolução completa de todo Fe existente na palha de aço.
Filtre a mistura resultante, separando a fase sólida, na qual estará presente o carbono residual, da fase líquida (solução de Fe2+ (aq)).
Observações: durante o aquecimento ocorrerá a dissolução do Fe presente na palha de aço por meio da reação química com H2SO4, conforme escrita abaixo:
Como o H2SO4 não é um ácido oxidante como o HNO3, por exemplo, a reação envolverá a oxidação do Fe0 (s) para Fe2+ (aq), resultando em uma solução levemente esverdeada, característica dos íons de Fe2+ (aq). A palha de aço é uma liga de Fe/C, assim, a adição de H2SO4 promoverá apenas a oxidação do Fe, não sendo observada, portanto, total dissolução do material. Dessa forma, ao término da reação será observada a presença de um sólido negro, devido à presença de carbono na liga. Outro fenômeno interessante a ser ressaltado nesta etapa é a possibilidade de ocorrência da reação entre o H2 obtido como produto da reação e o carbono residual, gerando gás acetileno (C2H2), que apresenta um odor bastante característico e irritante.
Nota: o processo de adição da solução de H2SO4 à palha de aço, assim como o aquecimento, deverão ser realizados em capela, sob sistema de exaustão. A solução de H2SO4 utilizada apresenta uma concentração elevada (2,0 mol L−1), portanto, recomenda-se que a solução seja manipulada utilizando luvas, entretanto, deve-se tomar muito cuidado para que a luva não entre em contato com a chama do bico de Bunsen durante o aquecimento, evitando que o material se inflame. Conforme será discutido adiante, gases inflamáveis serão liberados durante a dissolução, por isso é imprescindível que o aquecimento seja feito em capela. Além disso, recomenda-se o uso de óculos de proteção nessa etapa.
Visando despertar o interesse dos alunos nesta atividade, o professor deverá direcionar os alunos por meio de algumas questões que poderão não apenas nortear a atividade, como também poderão ser respondidas a partir da observação dos resultados. Algumas questões interessantes seriam:
«a palha de aço apresenta apenas Fe em sua composição?»;
«a dissolução da palha de aço em H 2 SO 4 ocorre de maneira completa? Porquê?»
Após a dissolução da palha de aço, o FeSO4.7H2O poderá ser cristalizado conforme o procedimento abaixo:
retire uma alíquota da amostra dissolvida (solução de sulfato de ferro [II]) e promova o resfriamento utilizando um banho de gelo até que o material atinja temperatura ambiente;
adicione etanol ao material e agite até observar ao término da cristalização.
-
Observação: com a adição de etanol, devido à possibilidade de interações de hidrogênio desta espécie com a água, as moléculas de água interagirão preferencialmente com o etanol, promovendo a cristalização do FeSO4.7H2O, na forma de cristais verdes. Esse experimento mostra uma alternativa de cristalização do material inorgânico obtido, sem que seja necessário promover a evaporação do solvente.
Nota: como o etanol é uma substância inflamável, o m esmo não poderá ser manuseado se a chama do bico de Busen estiver acesa. Assim, é importante que o professor comente sobre os aspectos de segurança envolvidos na manipulação dos reagentes.
Filtre a mistura obtida, promovendo a separação dos cristais de FeSO4.7H2O.
Maiores detalhes sobre a condução da atividade poderão ser criados pelo professor, uma vez que diversos conceitos poderão ser trabalhados nesta etapa, desse modo, a condução do experimento dependerá do contexto químico (leis dos gases, cálculo estequiométrico, interações intermoleculares e processos redox, por exemplo) no qual ele será inserido.
Um exemplo de aprimoramento desta etapa do experimento pode ser feito medindo o volume de gás desprendido durante a reação, o que permite o aluno trabalhar com a equação geral dos gases, determinando o teor de Fe por meio do volume de H2 desprendido. Entretanto, independentemente do contexto, é interessante que o professor discuta com os alunos no encerramento da atividade a importância industrial do FeSO4.7H2O, assim como sua utilização no combate à anemia. Outro aspecto interessante é discussão das vantagens da utilização do etanol no processo de cristalização, uma vez que a mudança de solvente minimiza gastos energéticos relacionados à evaporação da água, acelerada por meio do aquecimento da solução. Assim, algumas sugestões de questões para essa etapa podem incluir: «Qual a vantagem do etanol no processo de cristalização do sulfato de ferro II?» «Que tipo de interações intermoleculares ocorrem quando o etanol é adicionado à água?» «De que outras maneira poderíamos cristalizar o sulfato de ferro II?»
Nota: o resíduo gerado após filtração deverá ser tratado. Considerando que a adição de H2SO4 tenha sido feito em excesso, é importante neutralizar a solução resultante, o que pode ser feito com a adição de uma solução de NaOH. Após neutralização, a solução poderá ser submetida a um processo de destilação simples seguido de destilação fracionada. A primeira permitirá a separação do Na2SO4 formado após neutralização e a segunda, a purificação da mistura água-etanol. Ressaltando que a destilação do etanol em meio aquoso não apresenta rendimento de 100%, devido à formação da mistura azeotrópica, o que não compromete a utilização deste sistema para experimentos futuros, minimizando custos com reagentes.
Reações para determinação qualitativa de íons de Fe 2+ (aq) e Fe 3+ (aq)
A Figura 2 apresenta um roteiro dos testes qualitativos que mostram reações especificas dos íons Fe2+ e Fe3+, que também serão descritas abaixo. Todas as reações são condizentes com dados da literatura (Ciminelli, Barbosa, Tundisi e Duarte, 2014; Gonçalves et al., 2001; Vogel, 1981). Assim como os estudos qualitativos dos íons de Fe, o professor poderá direcionar a atividade enfatizando a quantidade de substâncias que poderão ser preparadas a partir da solução contendo FeSO4 e qual a importância destas substâncias do ponto de vista social e industrial, ressaltando, por exemplo, os diferentes pigmentos que podem ser obtidos utilizando íons de Fe em diferentes estados de oxidação. Espaços em branco presentes no esquema poderão direcionar os alunos quanto à descoberta dos produtos formados em cada etapa, enfatizando sempre a coloração do produto formado. Essa atividade poderia ser inicializada por meio do seguinte questionamento aos alunos: «Seria possível a obtenção de substâncias importantes do ponto de vista industrial a partir da palha de aço? Que substâncias são essas? Como isso seria possível?»
Reação com KMnO 4
Transfira uma alíquota da amostra diluída para um tubo de ensaio e adicione algumas gotas da solução de KMnO4 lentamente e observe a cor da solução resultante.
Observação: a adição da solução violeta de KMnO4 à solução ácida esverdeada contendo Fe2+ (aq) resultará em uma solução rósea/vermelha, decorrente da oxidação dos íons Fe2+ para Fe3+ e também da redução do Mn+7, presente no KMnO4 , para Mn2+, conforme a reação abaixo:
Dados:
Essa reação pode ser facilmente identificada se forem adicionadas algumas gotas de H3PO4 concentrado. O Fe3+ (aq) forma um complexo incolor ([Fe(PO4)2]3−) com o íon PO43- (aq). Assim, após a oxidação de todo Fe2+ (aq) se completar, o excesso de MnO4-(aq) tornará a solução levemente rósea, não permitindo que a coloração laranja dos íons de Fe3+ (aq) livres interfira, uma vez que os mesmos estarão na forma complexada.
Esta reação pode ser utilizada tanto para realizar testes qualitativos envolvendo a presença de íons de Fe2+ na amostra como também para realizar de medidas quantitativas. Portanto, uma outra possibilidade seria promover a titulação da amostra com KMnO4, o que possibilitaria a determinação do teor de Fe existente da palha de aço, permitindo trabalhar conceitos de óxido-redução, volumetria, estequiometria e cálculos envolvendo unidades de concentração. O procedimento poderá ser realizado da seguinte maneira:
após realizar a dissolução da palha de aço, transfira quantitativamente toda a solução filtrada para um balão volumétrico de 100 mL e complete o volume com água destilada. A transferência quantitativa implica na remoção total dos resíduos existentes no recipiente inicial. Fazendo lavagens sucessivas, é possível a transferência do material residual para o balão volumétrico;
retire uma alíquota de 25 mL da solução diluída, transfira para um Erlenmeyer de 250 mL e adicione algumas gotas de H3PO4 concentrado;
adicione à bureta a solução de KMnO4 e titule a solução diluída até aparecimento da coloração rósea permanente;
anote o volume gasto de KMnO4 e determine a % de Fe existente na palha de aço, com os devidos cálculos.
Reação com NaOH
Transfira uma alíquota da amostra diluída (solução de FeSO4) para um tubo de ensaio e adicione algumas gotas da solução de NaOH, e observe a cor da solução resultante.
Observação: dom a adição de NaOH haverá a formação de Fe(OH)2, que poderá ser identificado pela presença de um precipitado esverdeado. A presença de oxigênio (O2) tornará o precipitado escuro devido à oxidação do Fe2+ (aq) a Fe3+ (aq).
Oxidação com H 2 O 2
a. Adicione algumas gotas de H2O2 ao tubo de ensaio contendo Fe(OH)2 e, posteriormente, aqueça a mistura até que todo excesso se H2O2 seja eliminado, o que pode ser controlado por meio da liberação de gases durante o aquecimento, conforme reação seguinte.
Nota: o aquecimento deverá ser feito com muito cuidado para evitar o contato com material expelido durante o processo. Recomenda-se o uso de óculos de proteção.
b. Acidifique o meio com HCl (2 mol L−1) de modo que ocorra solubilização de todo o precipitado.
Observação: a adição de algumas gotas de H2 O2 após a precipitação do Fe(OH)2 promoverá a oxidação dos íons de Fe2+ (aq) para Fe3+ (aq), por meio da formação de Fe(OH)3, que pode ser identificado devido à formação de um precipitado marrom.
A reação abaixo representa o equilíbrio de precipitação do Fe(OH)3. Com a adição de HCl, os íons OH-(aq) são consumidos, deslocando o equilíbrio no sentido dos produtos, o que resulta na solubilização da espécie em questão, gerando uma solução de coloração castanha.
Nota: como a concentração da solução de HCl (2,0 mol L−1) é bastante elevada, recomenda-se que a mesma seja manipulada com luvas.
Reação com SCN− e F-
Retire uma alíquota da solução de Fe3+ (aq) (preparada após a adição de H2O2 e HCl) e adicione algumas gotas da solução NH4SCN, e observe que a solução apresentará coloração vermelha;
posteriormente, adicione algumas gotas de NaF e observe a variação da coloração.
Observações: Fe3+ reage com SCN− formando um complexo solúvel em água de coloração vermelho sangue. Trata-se de uma reação específica e característica para determinação de íons de Fe3+ (aq). A adição de F− desestabiliza o complexo formado pelos íons de Fe3+ (aq) e SCN-(aq) (Fe(SCN)3) devido à formação do [FeF6]3- (aq) , que é uma espécie incolor e mais estável do que o Fe(SCN)3. O F− é comumente utilizado como agente mascarante do Fe3+.
Reação com K 4 [Fe(CN) 6 ]
Retire uma alíquota da solução de Fe3+ (aq) (preparada após a adição de H2O2 e HCl), adicione algumas gotas da solução K4[Fe(CN)6] e observe a formação de um precipitado azul;
adicione NaOH e observe a coloração do precipitado.
Observações: o K4[Fe(CN)6] reage com Fe3+ (aq), em meio ácido, formando um precipitado azul escuro, conhecido como azul da Prússia. Trata-se de outra reação característica para a identificação de Fe3+ (aq). Entretanto, com a adição de NaOH, observa-se a formação um precipitado marrom, característico do Fe(OH)3, evidenciando que este último apresenta maior estabilidade em relação ao primeiro precipitado formado.
Reação com K 3 [Fe(CN) 6 ]
Retire uma alíquota da solução de Fe2+ (aq), adicione algumas gotas da solução K3[Fe(CN)6] e observe a formação de um precipitado azul.
Adicione NaOH e observe a coloração do precipitado.
Observações: o K3[Fe(CN)6] reage com Fe2+ (aq), em meio ácido, formando um precipitado azul escuro, conhecido como azul de Turnbull. Trata-se de outra reação característica para a identificação de Fe2+ (aq). Entretanto, com a adição de NaOH, observa-se a formação um precipitado marrom, característico do Fe(OH)3, evidenciando que este último apresenta maior estabilidade em relação ao primeiro precipitado formado.
A imagem de alguns produtos obtidos em diferentes etapas desta proposta pode ser observada na Figura 3.
Conclusões
A simplicidade do experimento proposto permite o trabalho com diversos conteúdos de Química abordados no ensino médio e superior. Considerando a etapa de dissolução da palha de aço, é possível abordar reações redox, estequiometria e também a Lei dos Gases. A titulação com KMnO4 também é uma alternativa para determinação do teor de Fe no material. A etapa de cristalização do FeSO4.7 H2O em meio a etanol permite trabalhar conceitos de solubilidade e interações intermoleculares. Os diversos testes qualitativos, tanto para determinação de Fe2+ (aq) quanto para a determinação de Fe3+, representam uma importante ferramenta para trabalhar equilíbrios ácido-base, de precipitação e de complexação. Além disso, o experimento também pode contribuir para mostrar ao aluno formas de obtenção de diferentes compostos de importância para a sociedade por meio de um material que comumente é descartado, uma vez que o FeSO4.7H2O é utilizado como pigmento e também como suplemento nutricional, sendo utilizado no combate à anemia. Outros compostos coloridos envolvidos nas reações qualitativas também representam papel importante no uso como pigmentos. Assim, por meio de um material simples e de baixo custo é possível desenvolver atividades que proporcionam o trabalho com um vasto conteúdo químico, além da possibilidade de estudar rotas de sínteses de compostos importantes para a sociedade. É importante ressaltar que, apesar do material de partida ser de baixo custo (palha de aço), o conjunto de reações propostas no desenvolver das atividades requer outros reagentes de maior valor agregado, todavia, tratam-se de reagentes apropriados para o ensino de Química tanto em nível de graduação quanto no ensino médio.
