2. O PROGRAMA LECHAT - SIMULAÇÕES EM EQUILÍBRIO QUÍMICO

2.1 Introdução

São bem conhecidas dos professores as dificuldades em transmitir aos alunos de uma forma substancial os conceitos relacionados com o equilíbrio químico.

As dificuldades com o equilíbrio químico reveladas por alunos são frequentemente iludidas com uma explicação cega invocando leis e princípios, como o princípio de Le Châtelier. Este princípio deve, em nossa opinião, ser colocado no seu lugar, entendido como um ponto de chegada e não como um ponto de partida deste tema. Pode servir de síntese, com inegável valor histórico e como boa ferramenta de análise de situações, nunca prescindindo do substracto de conteúdo francamente interiorizado pelos alunos. Neste sentido, parecem-nos mais adequadas explicações envolvendo a expressão "... em conformidade com o princípio de Le Châtelier" do que outras, mais autoritárias, do tipo "segundo o princípio de Le Châtelier...".

O uso e abuso deste princípio, bem diferente na sua objectividade de leis físicas como a lei de acção-reacção, por exemplo, pode conduzir os alunos a uma mecanização de conceitos.

Um exemplo desta mecanização pode ocorrer na discussão do efeito de um aumento da pressão de um sistema químico sem variação de volume, pela introdução de um gás inerte (Allsop 1984), que não tem influência no sistema gasoso em equilíbrio. Com efeito, o aluno pode ser levado à ideia de que se registará um favorecimento da reacção directa ou inversa em virtude deste factor, tal qual como se a pressão aumentasse por diminuição do volume do sistema. Cometerá este erro com mais convicção se for essencialmente o princípio (ou a lei) que o nortearem, sem uma atenção sensível aos processos, particularmente ao que se passa do ponto de vista molecular.

Também a influência de uma variação de temperatura num sistema gasoso em equilíbrio pode não ser tão linear como parece à primeira vista (Allsop 1984). Basta pensar que a um aumento de temperatura a volume constante, por exemplo, corresponde um aumento de pressão do sistema gasoso (P = nRT/V). Na maioria dos sistemas que estudamos, este efeito de aumento de pressão (por aumento de temperatura a volume constante) é negligenciável, mas coloca em evidência algumas subtilezas inerentes a este tema.

É importante um esforço de interiorização e visualização, aliás possível antes do aluno estar preparado para um tratamento quantitativo do equilíbrio químico. Se é verdade que o caminho mais indicado não tem contornos nítidos, há que usar a imaginação e os meios ao alcance dos agentes do ensino da Química para promover a aprendizagem efectiva destes conceitos. Alguns artigos publicados sobre equilíbrio químico têm desenvolvido ideias curiosas envolvendo analogias (Olney 1988, Canagaratna 1970), jogos (Beach 1987) ou até módulos mecânicos interactivos (Sawyer 1992). Parece-nos, neste contexto, que o computador pode fornecer um contributo, em particular o programa "Lechat - Simulações em Equilíbrio Químico", que apresentamos de seguida. A disquete com este programa encontra-se em anexo a este trabalho.

Trata-se de uma simulação particularmente rica, quando integrada no quadro da Fig. 10, já que abrange a possibilidade de observar situações que, na realidade poderiam ser muito lentas, muito rápidas, ao nível do muito pequeno ou até mesmo impossíveis.

2.2 Breve descrição do programa

Esta simulação pode, segundo os critérios apresentados na Fig. 1, abranger situações que na realidade poderiam processar-se ao nível do "muito pequeno", do "muito lento", do "muito rápido" ou até do "impossível". Por isto mesmo o computador permite, no plano pedagógico, ir mais além do que a aprendizagem tradicional, podendo revelar-se, se bem aproveitado, uma ferramenta que reforça a interiorização dos conceitos relacionados com o equilíbrio químico.

O primeiro écran do programa possibilita a escolha de uma das seis equações químicas indicadas (Fig. 11).

FIG. 11- Primeiro écran do programa "Lechat", do projecto Softciências.

Seleccionando uma destas equações entra-se no écran de simulação (Fig.12)cuja legenda evidencia o modo de funcionamento e as potencialidades do programa.

FIG. 12- Écran principal do programa "Lechat". Ver legenda no parágrafo seguinte.

LEGENDA:

1. Voltar a simulação ao início.

2. Arranque da simulação ("play").

3. Pausa na simulação.

4. Observar o sistema químico depois de atingido o equilíbrio químico (final da simulação).

5. Ajuda. Depois de cada alteração feita no sistema (alteração de volume, alteração de concentrações, etc), o utilizador pode compreender melhor porque é que o sistema se deslocou (ou não) num ou noutro sentido. Esta ajuda tem ainda um glossário com cerca de uma dezena de conceitos fundamentais em equilíbrio químico e instruções de comando (Fig. 13), acessíveis a qualquer momento.

FIG. 13- Ajuda / glossário. Um clique nas palavras-chave, mais claras, permite uma explicação do seu significado.

6. Regresso ao menú anterior (escolha de outra equação ou final do programa).

7. Visualização das moléculas envolvidas na reacção química.

8. Visualização do gráfico com as concentrações, nas respectivas cores, em função do tempo.

9. Visualização dos gráficos de Q (quociente da reacção) e K (constante de equilíbrio) em função do tempo (Fig. 14).

FIG. 14- Os gráficos de Q e K, em função do tempo.

10. Alterações de volume (clique em ^ ou para aumentar ou diminuir valores) (Fig. 15).

FIG. 15- Uma alteração de volume no sistema.

11. Alterações de temperatura (clique em ^ ou para aumentar ou diminuir valores).

12. Alterações da constante de equilíbrio (em conformidade com as variações de temperatura).

13. Alterações de concentrações (clique em ^ ou para aumentar ou diminuir valores).

14. Introdução de um catalisador.

15. Modo jogo.

O "modo jogo" encontra-se inactivo nesta versão do programa. Pretendemos desenvolvê-lo numa futura versão. Vários desafios, de índole qualitativa e quantitativa, poderão ser colocados ao utilizador. Através de um sistema de pontuação, o aluno joga com o computador, fumentando-se assim o aliciamento para o estudo do equilíbrio químico.

A dupla seta <=> verde pisca ora para a esquerda, ora para a direita, ora no meio, consoante a composição dos sistema se altera no sentido da reacção inversa, da reacção directa, ou se mantém, respectivamente.

O manual do programa apresenta, para além de explicações operacionais que explicam de forma mais pormenorizada todos os comandos e opções, um conjunto de três "tarefas de trabalho", destinadas a alunos dos 10º e 12º anos. Estas tarefas têm cerca de 20 sugestões de trabalho e graus de dificuldade variável, consoante o nível dos alunos a que se destinam. Apresentamos de seguida alguns exemplos:

2.3 Roteiros de trabalho de exploração do programa

1. Numa folha de trabalho onde vais fazer os teus registos escreve a equação genérica 1. Escolhe no écran de apresentação a equação genérica 1 (poderás fazê-lo com o rato ou teclando 1 - ler instruções no manual).

5. Faz um clique com o rato na tecla «pause» (ou carrega na tecla "spacebar") para interromper a simulação, cerca de 20 s depois de a teres iniciado. O que aconteceu ao número de "pontinhos" (moléculas) respeitantes aos reagentes? A concentração de produtos aumentou ou diminuiu?

Podes confirmar as respostas a esta questão observando as variações das barras coloridas respeitantes a cada uma das espécies intervenientes nesta reacção.

8. Aguarda agora que o sistema atinja a situação de equilíbrio (se quiseres, poderás avançar a simulação até esse ponto com a tecla de avanço rápido- |» -). Em vez de uma das setas verdes, pisca o sinal verde =, significando que o estado de equilíbrio foi atingido.

O que acontece agora às concentrações de cada uma das espécies?

Como poderás perceber, nesta simulação, que o equilíbrio corresponde a "um estado dinâmico"?

9. Regista os valores das concentrações de cada uma das 4 espécies envolvidas no estado de equilíbrio.

Varia agora as concentrações de cada uma das espécies (sugestão: poderás colocar em 0,5 M (mol/dm3) as concentrações das quatro espécies A, B, C, e D, valores bem diferentes dos valores iniciais da primeira simulação; ver questão 3).

Reinicia a simulação («play») e observa o que se passa.

Atingido o estado de equilíbrio, quais são as concentrações de cada uma das espécies? Haverá algo em comum entre o primeiro e o segundo estados de equilíbrio a que chegaste?

A título de curiosidade, calcula |C| x |D| / |A| x |B| para os dois estados de equilíbrio. Que conclusão podes tirar?

20. Supõe que és engenheiro químico numa fábrica de amoníaco.

O teu objectivo é produzir a maior quantidade possível de amoníaco (NH3) ao menor custo.

Dispões deste programa para mostrares aos directores financeiros as condições ideais de fabrico.

Volta ao primeiro écran e selecciona a equação 4.

Imagina então que estás a expor os teus pontos de vista aos directores da fábrica referindo-te a:

a. Condições de pressão (volume) a que ocorre a reacção.

b. Concentrações de N2 iniciais (mais barato que H2).

c. Temperatura a que ocorre a reacção.

d. Presença de um catalisador (o tempo de fabrico é importante).

Roteiro de Trabalho A3 (12º ano) / Exploração do programa "Lechat"

Introdução

Para seguires este roteiro deverás estar a par dos comandos do programa Lechat. Se ainda tens dúvidas acerca de algum desses comandos, consulta a "ajuda" do programa e selecciona a opção "comandos" para qualquer esclarecimento.

A "ajuda" do programa serve igualmente para obteres explicações sobre o comportamento do sistema químico depois de qualquer alteração que queiras fazer. Usando a "ajuda" desta maneira, encontras uma boa forma de confirmar ou não as tuas previsões quando alteras o sistema.

Ainda na "ajuda" do programa tens acesso à opção "tópicos", através da qual poderás clarificar conceitos através de um conjunto de palavras-chave relacionadas com o equilíbrio químico.

A expressão ajuda, neste roteiro, quer dizer que poderá ser útil consultar a "ajuda" do programa, numa das suas três aplicações acima mencionadas.

Poderás ter a necessidade de fazer alguns registos, pelo que uma caneta e uma folha de registos poderão ser úteis no decurso da exploração do programa.

Para além da "ajuda" do programa podes também contar, certamente, com a ajuda do(a) teu(tua) professor(a).

Se quiseres, poderás seguir os roteiros A1 ou A2 (relativos a conceitos mais elementares mas importantes, que poderás já ter esquecido) antes de iniciares este roteiro, A3.

1. Selecciona a equação genérica 3. Regista numa folha de trabalho os valores das concentrações iniciais e calcula o quociente da reacção. Inicia a simulação.

À medida que decorre a reacção vai observando o que acontece:

* Ao número de pontos de cada cor.

* Aos valores das concentrações de cada espécie.

* Ao gráfico das concentrações em função do tempo.

* Ao gráfico de Q e K em função do tempo.

Quando chegares ao final da simulação, calcula o quociente da reacção e vê se coincide com o valor de K apresentado.

7. Resolve os seguintes problemas, verificando os resultados no programa de simulação de equilíbrio químico:

7.1. A hidrazina (N2H4) é um combustível utilizado no lançamento de foguetões. Que concentração de vapor de água se obtém por combustão do gás N2H4 0,1 M (mol/dm3), num vaso fechado a 1500 °C, sendo também 0,1 M a concentração de O2? (K (T=1500° C)= 6,34 x 10-7)

N2H4 (g) + O2 (g) <=> N2 (g) + 2H2O (g)

7.2. A reacção apresentada anteriormente será mais ou menos extensa a 1400 °C? Verifica a resposta por meio de cálculos. (K (T=1400 °C)= 3,23 x 10-7)

7.3. Verifica através de cálculo (usando o valor de K) que, se fizermos reagir azoto gasoso em concentração 1 M (mol/dm3) com hidrogénio gasoso 0,5 M à temperatura de 350 °C, obteremos, depois de atingido o equilíbrio, as concentrações de 0,899 M, 0,197 M e 0,202 M para as concentrações de N2, H2 e NH3, respectivamente.

8. Este programa poderá ser útil para o tratamento de alguns temas. Por exemplo, poderás servir-te destas simulações para o tema C (Química e Indústria). Imagina-te, por exemplo, numa fábrica de amoníaco (NH3). Usa a simulação 4 para evidenciares as melhores condições de pressão, temperatura, concentrações iniciais e uso ou não de catalisador, que possam levar a uma maior produtividade (rendimento).

Poderás ainda usar o programa para aprofundar uma das reacções importantes relacionadas com a indústria do ácido sulfúrico e com as chuvas ácidas: a oxidação de SO2 com formação de trióxido de enxofre, SO3 (que reagindo com a água produzirá ácido sulfúrico). Se reparares, esta transformação é a reacção inversa da reacção 5.

2.4 Comentários

Do que foi exposto evidencia-se o interesse de um programa desta natureza. Algumas dificuldades inerentes à aprendizagem do fenómeno do equlíbrio químico podem ser ultrapassadas com o uso desta ferramenta computacional.

Para além dos argumentos específicos deste programa, emergem as vantagens genéricas que podem advir da utilização de software educacional: ensino individualizado e respeitando o ritmo de cada aluno, representações gráficas que ajudam a conceptualização, etc. Em causa estão também os perigos e abusos de que pode ser alvo este programa, que não prescinde da moderação, da competência e do entusiasmo do professor.

A resposta de alunos e professores a este programa de computador tem sido bastante positiva. 2.5 Um pouco mais a fundo

O programa "Lechat" não contempla alguns efeitos provocados por determinadas alterações num sistema em equilíbrio. Há perturbações que, em certos sistemas, conduzem a alterações que não são muito evidentes mas que se podem revestir de grande importância. Este facto, como já referimos, evidencia o cuidado que devemos ter em não usar indiscriminada e superficialmente o princípio de Le Châtelier.

Consideremos a reacção química atérmica, com H°= 0 (Allsop 1984):

O efeito dum aumento da temperatura do sistema pode ser interpretado, de entre outras formas, de cinco maneiras diferentes:

1. Como a reacção química é atérmica, uma variação de temperatura nenhuma influência terá no estado de equilíbrio.

2. A interpretação de Allsop é a seguinte:

Tomemos a equação de van't Hoff: d (lnK)/ d (1/T) = -H° (T) / R

Sendo H° = 0 para esta reação, podemos concluir que Kp não varia com a temperatura e será sempre: p(Cl2) 1/2 . p(O2) = Kp = constante.

Como pi = ni RT / V aumentaria com T (considerando o volume constante), teremos de concluir que ni tem de diminuir com o aumento de T, para que se verifique Kp = constante. Dizer que ni tem de diminuir com um aumento de temperatura, é dizer que o equilíbrio se desloca no sentido inverso.

3. Por um caminho diferente do que foi apresentado anteriormente, eventualmente mais simples, podemos dizer, chegando a idênticas conclusões: maior temperatura, a volume constante, implica maior pressão parcial de cada um dos componentes gasosos, pois pi =ni RT / V e T aumenta, sendo constantes os restantes parâmetros. Assim, aumentar a temperatura na reacção em causa corresponde a um aumento de Qp (quociente da reacção em termos de pressões) e a um consequente deslocamento da reacção no sentido inverso.

4. Se o aumento de temperatura se verificasse a pressão constante, inferiríamos que a concentração das espécies gasosas diminuiria por aumento de volume, deslocando-se o sistema no sentido directo.

5. Maior temperatura não influencia certamente o número de moles de cada espécie. Sendo o volume constante, as concentrações de cada uma das espécies não varia e o sistema químico em equilíbrio não se altera por aumento de temperatura, pois Qc (quociente da reacção em termos de concentações) = Kc.

A primeira abordagem é superficial e não corresponde rigorosamente à realidade. Emerge como resultado de uma utilização imediatista do princípio de Le Châtelier e é frequentemente levada a cabo no ensino do equilíbrio químico.

Em relação à segunda abordagem, convém referir que, para Allsop, a constante de equilíbrio varia, normalmente, muito com a temperatura e este efeito, aqui registado para uma reação química atérmica, é, de uma maneira geral, negligenciável.

As perspectivas 3 e 4 estão em contradição pelo motivo óbvio das respectivas premissas: volume constante e pressão constante, respectivamente.

As perspectivas 3 e 5 estão em franca contradição e não é óbvio o que se passa; como "saberia" o sistema se se devia "comportar", face a esta alteração de temperatura, do ponto de vista de pressões parciais ou de concentrações de cada uma das espécies?

Outra questão pode ainda ser levantada: se para o equilíbrio químico acima apresentado Kp é constante para um aumento de temperatura (H° = 0 na equação de van't Hoff, apresentada no Apêndice A), o mesmo não se verifica para Kc, já que Kc=Kp (RT)n, depende directamente da temperatura. Será que H° é igual a zero em termos de pressões mas H° é diferente de zero em termos de concentrações?

De facto, as condições padrão influenciam os parâmetros energéticos. Os estados padrão escolhidos para a expressão da constante de equilíbrio devem estar em conformidade com os estados padrão de H° (ver nota 3 no Apêndice A).

O estudo dos parâmetros energéticos de uma reação química não é, muitas vezes, imediato. Registe-se, para concluir este levantar de questões, a seguinte curiosidade: A dissolução de hidróxido de sódio em água é um processo inicialmente exotérmico, o que se pode verificar facilmente pelo aquecimento do vaso onde se faz a dissolução. Atingido o ponto de saturação, porém, a dissolução é favorecida pelo aumento de temperatura (num processo endotérmico). Esta subtileza, que mais uma vez colidiria com interpretações mais descuidadas baseadas no princípio de Le Châtelier, reside no facto de serem diferentes as condições do sistema, antes e depois de atingida a solução saturada.

O desenvolvimento exaustivo destes argumentos não tem lugar neste trabalho. Fica, no entanto, a chamada de atenção para aspectos menos evidentes relacionados com o equilíbrio químico.

p.738; Zumdahl

-Para uma dada transformação pode ser Sviz>0 e Ssist<0. O balanço para para averiguar da espontaniedade (Suniv>0) depende da temperatura.

-O impacto de uma transferência de energia para as vizinhanças (com H>0), com aumento de Sviz, depende da temperatura a que estiverem essas vizinhanças. Assim como dar 500$00 a um pobre causa mais impacto que dar os mesmos 500$00 a um rico, também transferir 500J para as vizinhanças num processo exotérmico, com o sistema a uma baixa temperatura causa um maior aumento de Sviz do que fazê-lo a uma temperatura alta. Sviz= - H/T

- G=H-TS(tudo se refere ao sistema)

- Dividindo a expressão acima por T ... Suiv= - G/T

- Estados padrão: Gases : P = 1 atm

Substância em solução : [] 1M

Substância pura, sól ou líq: liq puro e sol puro

Elemento: 1 atm e 25 °C

- A entropia padrão de um substância é o aumento de entropia que acontece quando a substância é aquecida a 1 atm de 0K a 298 K.

- H não depende da pressão mas S depende; Spressãp baixa > Spressão alta (pressão alta => menor volume => menos possibilidade de mais microestados)

- G = G° + RT ln (P) ... G = G° + RT ln Q

- O equilíbrio acontece quando não há mais razão para espontaneamente A transformar-se em B e B transformar-se em A. GA = GB e G =0

G° = -RT ln K

Dependência com a temperatura; Atkins, Physical Chemistry, p260

- ln K(T*) = - G° (T*) / RT a T*. O equilíbrio é elevado a T, então:

ln K(T) = - G° (T) / RT a T. Subtraindo:

ln K(T) = ln K(T*) - [ (G° (T) / RT) - (G° (T*) / RT*)]. Mas sabemos que

G° = H° - TS° e, considerando que H° e S° não variam neste intervalo de temperatura virá:

ln K(T) = ln K(T*) - [ (H° (T) / RT) - (H° (T*) / RT*) - (S° (T) / RT) + (S° (T*) / RT*)]

ln K(T*) - [(H° (T*) / R)] (1/T - 1/T*)

ln K(T*) + [H° (T*) / RTT*)] T

Usando a equação de Gibs - Helmholtz, uma equação de estado que se pode exprimir como : ((G/T) / T)P = - H / T2 , virá :

d(ln K)/dT = H° (T) / RT2. (Equação de van't Hoff)

Como (d /dT) (1/T) = -1/ T2 ou dT / T2 = - d(1/T), podemos escrever:

d(lnK)/ d (1/T) = -H° (T) / R

Dependência com a pressão; Atkins, Physical Chemistry, p264

-Kp é proporcional a G° e G° é definido para condições padrão de pressão bem definidas. G° não varia com as condições de pressão da experiência, bem como K e Kp

-... ((ln Kx) / ln P)T = - v, com v a diferença do nº de oles nos produtos e nos reagentes.

Aspectos a desenvolver???

- A introdução de | para o valor numérico de [ e o problema das unidades em Q e K

- Sistema momentaneamente aberto quando se varia a concentração de uma mais espécies

A mesma reação química de decomposição do clorito de prata é atérmica quando são tomadas as condições padrão em termos de pressão (pi= 1 atm) e H°p=0 mas exotérmica quando são tomadas as condições padrão em temos de concentração ([ i] = 1 mol/dm3) sendo H°c<0 (um gás com concentração 1M está a uma pressão muito maior do que 1 atm sendo compreensível que, nestas condições, seja exotérmica uma reação química que, a pressões inferiores é atérmica). Para valores de H° muito diferentes de zero, esta influência das condições padrão não é significativa, em conformidade com a referência de Allsop no final da interpretação 2 acima apresentada.

ESTRUTURA GERAL DO PROGRAMA "LECHAT"

(Algumas importações do manual...)

OS PROFESSORES, O EQUILÍBRIO QUÍMICO E O PROGRAMA "LECHAT". ALGUMAS OPINIÕES

Depois de uma apresentação prévia do programa, foram pedidas as opiniões sobre o software e os tópicos relacionados com equilíbrio químico a um grupo de ??? professores, tendo em vista, particularmente, a abordagem deste tema nos 10º e 12º anos dos novos programas para a área de Química.

Exmo(a). Sr(a) Professor(a)

Depois de uma breve apresentação do programa Lechat-Simulações em equilíbrio Químico-, gostaríamos de ter algumas impressões suas. Agradecíamos que respondesse às seguintes questões, podendo, para qualquer uma, escolher mais do que um item de resposta. Muito obrigado pela sua colaboração.

A. O papel dos computadores no ensino

a1. O computador para mim:

1 É fundamental como ferramenta de ensino, hoje.

2 Poderá ajudar os alunos a obterem uma melhor aprendizagem

3 Entendo que o computador se presta mais para a gestão do trabalho do professor do que propriamente para o ensino da Física e da Química.

4 Tenho um certo receio que o fervor por esta "nova máquina" se aproxime da desumanização do ensino.

5 É algo com que não me entendo. Não me sinto a tempo de aprender.

6 Tenho vontade de trabalhar com o computador, mas falta-me oportunidade (meios, formação, etc) para aprender.

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a2. As simulações computacionais são baseadas num dado modelo. O utilizador duma simulação poderá introduzir determinados valores de arranque e observar o comportamento dum sistema que tenta reproduzir a realidade:

1 Há determinados fenómenos que, por um conjunto grande de impedimentos, não podem ser reproduzidos na realidade. Só o computador os pode simular.

2 As simulações computacionais podem ser uma boa ferramenta de aprendizagem.

3 Pela sua natureza, as simulações computacionais prestam-se mais a ser trabalhadas individualmente (cada aluno seu computador) do que em écran grande no grupo turma.

4 O professor que orienta um trabalho de simulação computacional não tem que ser um "expert" no assunto. É um aprendiz com o aluno, até porque é vasto e imprevisível o conjunto de resultados possíveis em simulações.

5 Por não serem a própria realidade, as simulações podem ser perversas para a aprendizagem dos alunos.

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V.S.F.F

B. O computador, as simulações e o Equilíbrio Químico

b1. Simulações/Equilíbrio Químico

1 Os alunos têm alguma dificuldade em captar com consciência interior alguns conceitos relacionados com equilíbrio químico.

2 O tópico "Equilíbrio Químico" não oferece, de uma maneira geral, grandes dificuldades aos alunos.

3 A aprendizagem mais interiorizada dos conceitos relacionados com equilíbrio químico, por parte dos alunos, poderá ser facilitada com o uso de simulações computacionais.

4 Não penso que o computador possa trazer grandes melhoras na aprendizagem de conceitos relacionados com o equilíbrio químico.

5 O uso de um programa de computador pelos alunos sobre este tema ganha particular eficácia com o auxílio de Roteiros de Exploração / Fichas de Trabalho.

b2. O programa "Lechat-Simulações em Equilíbrio Químico"

O programa Lechat:

1 Poderá ser útil para uma melhor aprendizagem de conceitos relacionados com equilíbrio químico

2 É interessante.

3 É de difícil manuseamento.

4 É fácil de trabalhar.

5 Tem bom aspecto gráfico.

6 É muito denso.

7 É complicado.

8 Pode adaptar-se aos novos programas curriculares dos 10 e 12º anos.

9 Tem uma boa ajuda/glossário.

10 Tem bons Roteiros de Exploração.

11 Falta-lhe mais informação para os alunos.

12 Outras opiniões:__________________________________________________

13 Outras opiniões:__________________________________________________

14 Outras opiniões:__________________________________________________

Sugestões de alteração do programa que já existe

1_________________________________________________________________

2_________________________________________________________________

3_________________________________________________________________

Sugestões para novas ideias numa futura versão do programa

1_________________________________________________________________

2_________________________________________________________________

3_________________________________________________________________...VGIl

Dificuldades com equilíbrio químico reveladas por alunos são frequentemente iludidas com uma explcação cega em termos de leis e princípios, como o princípio de Le Chateleir.

É importante um esforço de ??? minteriorização e.... . Aliás possível antes de o aluno estar preparado para um tratamento quantitativo do equilíbrio químico.