EXPERIÊNCIAS

A MESMA TEMPERATURA

MATERIAIS UTILIZADOS:

* Copo

*Água

* Comprimido efervescente

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL :

EXPLICAÇÃO

FUMAÇA NOS DEDOS

MATERIAIS UTILIZADOS:

* 1 Moeda

* Fosforo

Explicação

QUEBRA DA TENSÃO SUPRFICIAL DO LEITE

MATERIAIS UTILIZADOS:


ENCHENDO O BALÃO

MATERIAIS UTILIZADOS


EXPLICAÇÃO

ENCHENDO O BALÃO 2

MATERIAIS UTILIZADOS :


EXPLICAÇÃO:

BATATA ESPUMANTE

MATERIAIS UTILIZADOS:


EXPLICAÇÃO:

BARQUINHO

MATERIAIS UTILIZADOS:

EZPLICAÇÃO:

BALÃO QUE NÃO ESTOURA


MATERIAIS UTILIZADOS:

EXPLICAÇÃO:

EXTINTOR  CASEIRO

MATERIAIS UTILIZADOS:

EXPLICAÇÃO:

APAGANDO A VELA

MATERIAIS UTILIZADOS :

EXPLICAÇÃO:

FOGO NA ÁGUA

MATERIAIS UTILIZADOS:

EXPLICAÇÃO:

Água, água em todo lugar.

Materiais Utilizados

  • Sal
  • Água filtrada
  • Garrafa PET 2 litros
  • Tesoura
  • Fita adesiva
  • Filme plástico transparente

Procedimento Experimentais

Corte a garrafa PET de 2 l perto do topo. Encha a garrafa até cerca de um quarto de sua altura com água filtrada. Para deixar a água mais parecida com a água do mar, dissolva uma colher de sopa de sal. Tampe a garrafa com o filme transparente de modo a vedar bem todo o topo, fixando-o com a fita adesiva. Coloque a garrafa no sol por algum tempo. O que você nota na superfície do filme transparente? Abra a garrafa cuidadosamente e experimente os líquidos no topo e no fundo da garrafa.

Explicação

A água do mar contém um número muito grande de compostos dissolvidos, principalmente o cloro (19,4 g/L) e o sódio (10,8 g/L). Juntos eles formam o sal que usamos na cozinha, o cloreto de sódio. Outros elementos encontrados na água do mar em menor proporção incluem o magnésio (1,3 g/L), o enxofre (0,9 g/L), o potássio (0,4 g/L), o cálcio (0,4 g/L) e o bromo (0,07 g/L), além de quantidades minúsculas de quase todos os outros elementos. Ao dissolvermos esta quantidade de sal em água preparamos uma “água do mar” caseira. Ao ficar exposta ao sol e ser aquecida, a água evapora, ou seja, passa lentamente para o estado de vapor. Quando chega no topo da garrafa o vapor de água condensa, voltando ao estado líquido e formando pequenas gotas. Estas gotas vão aumentando de tamanho até pingarem de volta para o fundo da garrafa. O sal dissolvido na água não passa para o estado gasoso quando a água evapora, e permanece dissolvido na água no fundo da garrafa. A água que se condensou no topo da garrafa recebe o nome de água destilada. Se você pudesse achar uma maneira de recolher esta água, você poderia matar sua sede no meio de um oceano de água salgada.

Preparando água destilada

Materiais Utilizados

  • Água
  • Corante alimentício
  • Chaleira
  • Panela de metal pequena
  • Gelo
  • Frasco com tampa
  • Fogão ou outra forma de aquecimento

Procedimento Experimentais

Coloque cerca de um copo de água com algumas gotas de corante para ferver na chaleira. Quando a água estiver fervendo, aproxime do bico da chaleira uma pequena panela contendo gelo no seu interior. Observe o que ocorre do lado de fora da panela com gelo. Recolha a água destilada, inclinando a panela com gelo e colocando um frasco bem embaixo de onde as gotas começarem a pingar. Recolha cerca de meio copo de água destilada.

Tome cuidado para interromper a destilação antes que toda a água da chaleira acabe.

Guarde a água destilada para o próximo experimento.

Explicação

A água destilada recolhida após o vapor d’água se condensar na superfície fria da panela é incolor. O corante, como o sal no experimento anterior, não passa para o estado de vapor e permanece na chaleira. Mas será que a água que você recolheu é “pura”? Bom, aí depende do que você chama de água pura. A água de torneira ou mesmo a filtrada contém materiais dissolvidos como o cloro (ou hipoclorito de cálcio) usado para matar bactérias. E a água mineral? Se você acha que esta, sim, é que é pura, dê uma olhada no rótulo de uma garrafa de água mineral e confira a lista de substâncias dissolvidas. Compare esta lista com rótulos de águas minerais de outras marcas, provenientes de outras fontes e locais bem diferentes. À medida que a água percorre seu caminho até chegar nas fontes, ela irá dissolver uma pequena quantidade de um grande número de compostos. Na linguagem da ciência, um material puro é aquele que é constituído de apenas uma única substância. Água (ou qualquer outro material) 100% pura é algo que não existe, embora possamos, com muitos cuidados, chegar bem perto disso.

Aquecendo a água

Materiais Utilizados

  • Água destilada
  • Fogão ou lamparina ou outra fonte de calor
  • Panela pequena

Procedimento Experimentais

Aqueça a água destilada lentamente. Observe cuidadosamente, mas não deixe a água ferver.

Discursão

Do que são formadas as pequenas bolhas que aparecem muito antes da água começar a ferver? Como os peixes respiram dentro da água? Por que os aquários grandes têm borbulha dores de ar?

Explicação

Muito antes de a água ferver, nós podemos observar pequenas bolhas se formando, principalmente nas paredes da panela. A água destilada praticamente não tem mais sal, corante ou outros sólidos dissolvidos. No entanto, ao ficar exposta à atmosfera, ela lentamente vai dissolvendo os gases contidos no ar. Embora em quantidade pequena, os gases presentes na atmosfera irão se dissolver na água e os peixes respiram o oxigênio presente no ar dissolvido na água. Borbulhando ar na água, repomos o oxigênio consumido pelos peixes e bactérias aeróbicas presentes na água do aquário. Quando aquecemos a água, fazemos com que o ar dissolvido saia, formando as pequenas bolhas que você observou.

Fervendo a água

Materiais Utilizados

  • Copo de papel ou uma forma de papel para empadas
  • Balão de borracha (usado em festas de aniversário)
  • Fio de cobre rígido encapado
  • Água
  • Vela
  • Fósforos

Procedimento Experimentais

  • Parte A – Coloque água no copo de papel até cerca de 1/3 do seu volume. Construa um suporte para o copo com o fio de cobre rígido, conforme a figura a seguir. Acenda a vela e aqueça o copo de papel diretamente na sua chama. Observe e mantenha o aquecimento até a ebulição da água.
  • Parte B – Coloque um pouco de água em um balão de borracha, infle o balão e dê um nó na sua boca. Acenda um fósforo e use-o para aquecer o balão diretamente abaixo da parte que contém água. Observe. Não aqueça o balão por muito tempo, pois ele pode estourar.

Discursão

O que aconteceria com o balão ou com o copo de papel se houvesse ar e não água no seu interior? Se você tem alguma dúvida, faça o experimento!

O que acontece

Explicação

Ao se aquecer a água sua temperatura vai progressivamente aumentando. Ao entrar em ebulição, entretanto, a temperatura pára de aumentar, fica constante. Isto quer dizer que todo o calor fornecido à água pela chama está sendo gasto para que ela entre em ebulição e não para elevar sua temperatura. As moléculas de água têm fortes interações com suas vizinhas, interações que precisam ser rompidas para que a água entre em ebulição. A temperatura na qual a água entra em ebulição, ao nível do mar, é 100 °C. Desta forma, no experimento a temperatura do papel não ultrapassa 100 °C, enquanto houver água líquida no interior do copo. A temperatura necessária para que o papel queime é cerca de 230 °C. Quando aproximamos um fósforo aceso de um balão com ar ele estoura imediatamente. Quando ele contém água, o calor da chama é absorvido pela água, evitando que a borracha amoleça e o balão estoure.

Fervendo água na seringa

Materiais Utilizados

  • Seringa descartável
  • Água
  • Panela pequena
  • Fogão ou outra fonte de aquecimento

Procedimento Experimentais

Coloque um pouco de água na panela e aqueça-a até cerca de 40-50 °C. Para saber se a temperatura está correta, basta observar atentamente a água e parar o aquecimento quando surgirem as primeiras bolhas de ar no fundo da panela. Puxe um pouco de água (cerca de um quinto do volume da seringa) para dentro da seringa, tomando o cuidado de não deixar entrar nenhuma bolha de ar. Caso você tenha algumas bolhas de ar dentro da seringa, coloque a seringa na vertical com o bico para cima, bata levemente nas suas paredes e aperte o embolo da seringa até que elas saiam completamente. Imediatamente tampe a ponta da seringa com um dedo e puxe o embolo para trás, com força mas sem retirá-lo completamente da seringa. O que você observa? Solte o embolo e observe. Repita o procedimento algumas vezes.

Discursão

É possível fazer com que a água ferva a uma temperatura menor do que 100 °C? O que você está fazendo ao puxar o embolo da seringa?

Explicação

A temperatura necessária para que a água entre em ebulição (ferva) ao nível do mar é 100 °C. Como é possível então que a água tenha entrado em ebulição a uma temperatura tão mais baixa? Ao puxarmos o embolo da seringa fechada estamos diminuindo a pressão no interior da seringa. Ao diminuirmos a pressão estamos tornando a ebulição da água mais fácil. Por ebulição nós entendemos o estado em que bolhas de vapor podem se formar em qualquer ponto do líquido. O vapor dentro destas bolhas exerce uma certa pressão na água à sua volta. Quando aquecemos a água a uma temperatura inferior à sua temperatura de ebulição, as bolhas de vapor não conseguem se formar, pois são esmagadas pela pressão atmosférica. Ao atingirmos a temperatura de ebulição, as bolhas de vapor d’água se tornam estáveis pois sua pressão interna (pressão de vapor) se torna igual à pressão externa (pressão da atmosfera) e as bolhas conseguem sair de qualquer parte do líquido. É por isso que a água entra em ebulição a uma temperatura menor do que 100 °C em locais elevados. Quanto maior a altitude, menor será a pressão atmosférica, e mais fácil será fazer a água entrar em ebulição.

Será que isto quer dizer que você poderia cozinhar seu macarrão muito mais rapidamente colocando a água morna e o macarrão em uma grande seringa e puxando seu embolo? Ou talvez levando sua panela e fogareiro para o monte Everest? Infelizmente não é tão fácil. Apesar de a água ferver a uma temperatura mais baixa quando a pressão é menor, para cozinharmos o alimento o que nós queremos é uma temperatura mais alta. Com a temperatura mais alta, podemos acelerar os processos que ocorrem durante o cozimento. Desta forma, a maneira mais inteligente de acelerar o cozimento seria aumentar a pressão sobre a água. É isto que ocorre quando usamos uma panela de pressão. A panela de pressão foi inventada por Denis Papin, em 1679. Na panela de pressão, a pressão dentro da panela se torna maior que a atmosférica e, portanto, a temperatura necessária para a ebulição da água se torna maior que 100 °C. Por exemplo, se a pressão dentro da panela for o dobro da pressão atmosférica ao nível do mar (2 atmosferas), a água irá ferver a 120 °C. Quando a pressão se torna muito grande o pino no centro da tampa se levanta, deixando o vapor sair. Em resumo, na panela de pressão gastamos mais tempo para ferver a água que em uma panela aberta, porém o cozimento dos alimentos será mais rápido pois a temperatura que conseguimos atingir é maior.

Qual dos dois é água?

Materiais Utilizados

  • 2 tubos de ensaio pequenos
  • pregadores ou garras para tubo de ensaio
  • Fogão ou outra forma de aquecimento
  • Água
  • Sal de cozinha

Procedimento Experimentais

Marque os dois tubos de ensaio, de forma a poder reconhecê-los. Coloque água em um dos tubos de ensaio até um terço de sua altura. Prepare uma solução concentrada de sal em água, dissolvendo 2 colheres de sopa de sal em meio copo de água. Coloque esta solução de sal no outro tubo até a mesma altura. Usando os dois pregadores, aqueça os dois tubos lentamente, movendo-os sobre a chama, de modo que os dois tubos recebam a mesma quantidade de calor. Tome cuidado para não apontar a boca do tubo na direção de ninguém.

Inicie o aquecimento dos dois tubos ao mesmo tempo e continue até a ebulição da água. Tenha um suporte para tubos de ensaio ou um copo à mão para deixar os tubos esfriando após o experimento.

Discursão

Por que os líquidos nos dois tubos de ensaio ferveram em tempos diferentes? Você saberia dizer qual dos tubos tem sal e qual tem água sem provar o líquido?

Explicação

A temperatura de ebulição da água é aproximadamente 100 °C (como vimos anteriormente, ela depende da pressão atmosférica). A mesma quantidade de calor está sendo fornecida aos dois tubos de ensaio. O fato de que a água sem sal ferveu mais rapidamente indica que atingimos sua temperatura de ebulição mais rapidamente. Isto mostra que a presença do sal na água causou um aumento na sua temperatura de ebulição. Quando dizemos que a temperatura de ebulição da água é 100 °C nos referimos à água pura. Se temos outras substâncias dissolvidas na água, elas irão alterar as suas propriedades, incluindo a temperatura de ebulição. Será que a gente conseguiria cozinhar mais rápido os alimentos usando água salgada em vez de usar uma panela de pressão? Na verdade, a quantidade de sal necessária para elevar o ponto de ebulição da água uns poucos graus tornaria a comida salgada demais. Se fizermos a água usada para cozinhar um macarrão tão salgada quanto a água do mar (adicionando cerca de 3 colheres de sopa cheias de sal por litro de água), o ponto de ebulição só iria subir 0,6 °C. Este aumento iria economizar muito pouco tempo ao se cozinhar o macarrão. Ao colocar o sal na água quando ela está quase fervendo, temos a impressão de que ela começa a ferver mais rapidamente. O que ocorre é que os grãos de sal estão funcionando como pontos em que as bolhas de vapor se formam mais facilmente. Estes pontos que facilitam a formação de bolhas são chamados de sítios de nucleação, pois servem de núcleos, ou centros, ao redor dos quais as bolhas se formam.

Formula 1 da evaporação

Materiais Utilizados

  • Bolinhas de algodão
  • Água
  • Álcool
  • Acetona
  • Glicerina
  • Quadro negro ou qualquer superfície plana lisa

Procedimento Experimentais

Vamos trabalhar com os líquidos aos pares. Tente trabalhar em um lugar sem correntes de ar. Molhe uma das bolinhas de algodão com água e uma outra com álcool. Não coloque líquido demais, os pedaços de algodão não devem ficar pingando. Tome o cuidado de testar se a superfície que você pretende usar não será afetada pelos líquidos. A acetona pode retirar a tinta ou estragar o acabamento de alguns plásticos. Segurando uma das bolinhas de algodão em cada mão trace duas linhas verticais no quadro negro usando os pedaços de algodão para molhar a superfície. Observe o que ocorre com o passar do tempo. Repita agora com outros dois líquidos, comparando o que ocorre com cada um deles. Se você quiser observar bem de perto você pode usar hastes flexíveis de algodão e traçar o seu “autódromo” em uma superfície plana na horizontal.

Discursão

Qual dos líquidos secou primeiro? Coloque os líquidos em ordem crescente do tempo que levou para eles secarem. Como foi que a água secou à temperatura ambiente se sabemos que sua temperatura de ebulição é 100 QC?

Explicação

Os líquidos secaram através de um processo chamado evaporação. Este processo é bem diferente da ebulição que vimos anteriormen­te. A roupa que penduramos em um varal para secar não precisa chegar a.100 °C para que a água evapore. Quando aumentamos a temperatura de um material, aumentamos a velocidade média com que suas moléculas se movimentam.                             Mas para qualquer temperatura nós temos uma distribuição de velocidades e, portanto, de energias, entre as moléculas. Algumas moléculas na superfície de um líquido têm energia suficiente para escapar e entrar na fase gasosa. É isto que chamamos de evaporação. No caso da ebulição, quase todas as moléculas, em qualquer parte do líquido, possuem a energia necessária para passar para a fase gasosa. Líquidos diferentes terão temperaturas de ebulição diferentes e terão uma maior ou menor tendência para evaporar de acordo com esta temperatura. As tem­peraturas de ebulição seguem a seguinte ordem crescente: acetona (56,2 °C) < álcool etílico (78,5 °C) < água (100 °C) < glicerina (se decompõe antes de ferver, a 290 °C) e esta é a ordem na qual eles evaporam. Quando um líquido evapora facilmente, dizemos que ele é volátil.

A nuvem na garrafa

Materiais Utilizados

  • Bolinhas de algodão
  • Frasco de vidro de boca larga incolor
  • Água
  • Fósforos
  • Balão de borracha
  • Elástico

ou

  • Água
  • Bomba de encher bola com bico
  • Garrafa PET de 2 litros
  • Rolha de cortiça (que encaixe bem na garrafa PET de 2 litros)

Procedimento Experimentais

Coloque água no frasco até um quinto de sua altura. Corte um balão de borracha de modo que você consiga fechar completamente o frasco, mantendo o balão bem esticado. Use o elástico para prender o balão esticado sobre a boca do frasco. Deixe o frasco fechado e parado com a água por uns quinze minutos. Abra o frasco e acenda um palito de fósforo no seu interior, de modo que a fumaça produzida permaneça lá dentro. Agora feche imediatamente o frasco com o balão e prenda-o com o elástico. Force o balão para dentro do frasco com sua mão e segure esta posição por alguns segundos. Rapidamente solte o balão e observe o que acontece no interior do frasco. Aperte o balão novamente. O que ocorre?

Uma outra maneira de produzirmos uma nuvem na garrafa é usarmos uma garrafa PET de 2 L e uma bomba dessas de encher bolas de futebol. Coloque um pouco de água na garrafa PET, cerca de meio copo. Encaixe o bico da bomba em uma rolha de modo que a ponta atravesse completamente a rolha. Tome cuidado para que o encaixe fique bem vedado. Encaixe o bico na bomba e a rolha na garrafa PET. Agora bombeie ar para dentro da garrafa segurando firmemente na junção entre a garrafa e a rolha para que ela não se solte. Bombeie até sentir que a garrafa está bem dura e que está ficando mais difícil continuar a bombear. Rapidamente solte a rolha da boca da garrafa e observe o seu interior.

Discursão

Para que acendemos o fósforo dentro do frasco? Você observa alguma coisa se não houver fumaça no frasco? Tente! De onde veio o vapor que se condensou? Por que ao apertarmos o balão a névoa desaparece?

Explicação

Para que nuvens se formem na natureza, são necessários vários elementos. Um deles é a umidade do ar, a quantidade de vapor d’água que ele contém. Nós obtivemos um ar úmido fechando o frasco com a água por algum tempo, pois um pouco da água evapora e passa para o ar, ficando retido no frasco. Quando apertamos o balão, estamos aumentando a pressão dentro do frasco. Isto causa um pequeno aumento na temperatura no interior do frasco.                Quando retiramos a mão, que está pressionando o balão, diminuímos a pressão e a temperatura cai. Quando isto ocorre a água se condensa, formando uma névoa de gotículas de água. Quando apertamos novamente o balão, a pressão e a temperatura aumentam novamente e a nuvem desaparece completamente. Note que isto nada tem a ver com quanta água o ar consegue manter na fase gasosa, uma explicação errônea que às vezes é apresentada em relação ao fenômeno da formação de nuvens. O ar é uma mistura de gases e a água condensa ou evapora sem nenhuma interferência dos outros gases presentes no ar. Quanta água permanece na fase gasosa e quanta irá se condensar depende da temperatura e de outros fatores, mas nunca de um certo limite que o ar teria para o vapor d ‘água. A fumaça do fósforo foi colocada para que as gotículas de água pudessem ter algum lugar para começarem a se condensar. Após algum tempo estas partículas irão para o fundo do frasco. Estes pontos que facilitam a condensação da água são chamados de sítios de nucleação, pois eles agem como núcleos ou centros para as gotas. Na natureza as gotículas de água em uma nuvem se formam em torno de partículas de poeira. À medida que mais e mais vapor d’água se condensa ao redor destas partículas a gota cresce, até o ponto em que ela fica pesada o suficiente para cair: lá vem chuva!

Quando usamos a bomba aumentamos muito mais a pressão dentro da garrafa do que no caso do balão sobre a boca do frasco. O resultado é uma queda mais brusca na temperatura no interior da garrafa e podemos perceber a formação da nuvem mesmo sem usarmos a fumaça do palito de fósforo.

Reciclando uma lata

Materiais Utilizados

  • Lata de alumínio de refrigerante
  • Água
  • Pinça ou garra capaz de segurar a lata
  • Tigela de vidro
  • Fogão ou outra fonte de calor

Procedimento Experimentais

Coloque água na tigela até aproximadamente três quartos de sua altura. Adicione um pouco de água na lata, suficiente para cobrir o seu fundo.              Usando a garra, segure a lata e aqueça-a diretamente na chama, até a ebulição da água. Observe o que ocorre quando a água entra em ebulição. O que é aquela névoa saindo da boca da lata? Quando uma grande quantidade desta névoa estiver saindo pela boca da lata, inverta esta na tigela contendo água, de forma que a boca da lata fique submersa. Uôa! Aposto que você não esperava por isto…

Discursão

Qual é a temperatura que a água chegou ao ferver? O que foi que amassou a lata? O que foi que você viu saindo da boca da lata? O que aconteceria se usássemos uma lata de paredes grossas e rígidas?

Explicação

O vapor d’água é absolutamente invisível. Aquilo que observamos como uma névoa ou neblina saindo da boca da lata ou de uma chaleira são gotículas de água formadas pela condensação do vapor d’água no ar. As nuvens no céu, a névoa observada ao se sair de um chuveiro quente ou ao se respirar em um dia bem frio não são formadas por água no estado de vapor, e sim no estado líquido, na forma de pequenas gotas que podemos enxergar.

No início a lata contém água e ar. Quando a ebulição começa, o vapor d’água preenche a lata, expulsando parte do ar. Quando a lata é colocada na tigela, ela se resfria rapidamente e o vapor no interior da lata se condensa. O volume ocupado no estado líquido (após a condensação) é muito menor do que o volume ocupado no estado gasoso. Esta drástica diminuição no volume deixa um grande espaço vazio na lata, ou seja, faz com que a pressão interna da lata diminua. Como a pressão externa fica muito maior que a interna, a pressão atmosférica comprime as paredes, esmagando a lata rapidamente. Quando colocamos uma lata de alumínio para reciclar podemos amassá-la para que ela ocupe menos espaço. Desta forma irão caber mais latas no ponto de coleta.  Caso se usasse uma lata de paredes rígidas, a diferença de pressão não seria suficiente para amassar a lata. Neste caso, a água da tigela iria entrar na lata ocupando o espaço anteriormente ocupado pelo vapor.

O gelo é transparente?

Materiais Utilizados

  • Água
  • Tubo plástico cilíndrico usado para guardar filme fotográfico (peça nas lojas que revelam filme)
  • Filme plástico transparente
  • Fogão ou outro meio de aquecimento

Procedimento Experimentais

Ferva uma pequena quantidade de água (medindo com o tubo, use duas a três vezes o volume do tubo). Mantenha a água fervendo por cinco minutos, pelo menos. Transfira a água fervida ainda quente para o tubo, enchendo-o até o topo e imediatamente cubra-o com um pedaço de filme plástico transparente.   Não deixe ficar nenhuma bolha de ar entre o filme plástico e a água. Deixe a água esfriar tampada, até voltar à temperatura ambiente. Encha um outro tubo de filme com água da torneira. Mantenha este tubo aberto. Coloque os dois tubos no congelador até o dia seguinte. Retire os tubos do congelador e observe. Espere um pouco até parte do gelo derreter e retire os dois cilindros de gelo dos tubos.

Discursão

Qual é a diferença mais visível entre os dois pedaços de gelo? Por que o gelo normalmente é mais esbranquiçado no centro do que nas extremidades? Se você colocar dois pratos, um com água a 95 °C e outro com água a 50 °C no congelador, qual deles congelará primeiro?

Explicação

O gelo formado com água da torneira não fervida apresenta várias bolhas e uma aparência esbranquiçada. Estas bolhas contêm ar, que fica dissolvido na água. Ao resfriarmos a água, este ar fica preso no gelo, separando-se, entretanto, em pequenas bolhas.

Como a água congela de fora para dentro, lentamente, o ar dissolvido permanece na parte líquida, se separando do gelo que vai se formando ao seu redor. Dessa forma, quando toda a água se congela, o ar fica preso no centro do cilindro de gelo.

Ao contrário, o gelo formado com a água fervida fica completamente transparente. O aquecimento elimina completamente o ar dissolvido na água. Ao colocarmos o filme plástico transparente evitamos que o ar presente na atmosfera volte a se dissolver na água enquanto ela esfria.

Por mais incrível que possa parecer, um prato contendo água a uma temperatura maior irá congelar primeiro que o contendo água mais fria. A resposta está na evaporação. A água quente perde calor para o ambiente de dois modos, pelo contato com o ar e as paredes do congelador, que estão a uma temperatura menor, e pela evaporação. São as moléculas com maior energia que conseguem escapar do líquido e evaporar, deixando para trás as que possuem menor energia. Além disso o prato com água perde massa à medida que a água evapora, e aquele que perde mais massa, mais rapidamente, leva menos tempo para congelar. O fato da água esfriar quando parte dela evapora é o que explica por que a sopa esfria quando sopramos. Ao soprar nós facilitamos a evaporação pois retiramos o vapor d’água logo acima do líquido.

Qual derrete primeiro?

Materiais Utilizados

  • 2 copos plásticos de 250 mL
  • Corante alimentício
  • 2 tigelas de vidro de 1 L
  • Sal de cozinha
  • Água

Procedimento Experimentais

Coloque a mesma quantidade de água em dois copos plásticos de 250 mL. Adicione algumas gotas de corante a cada copo e coloque-os no congelador por algumas horas. Coloque a mesma quantidade de água nas duas tigelas. Em uma das tigelas vá adicionando, aos poucos, sal de cozinha, mexendo com uma colher, até que você não consiga mais dissolver completamente o sal. Ao terminar você terá preparado uma solução saturada de sal em água. Coloque simultaneamente um bloco de gelo colorido em cada uma das tigelas. Arrisque uma previsão: em qual das tigelas o gelo irá derreter primeiro? Deixe o sistema parado por alguns minutos. O que ocorreu com o líquido em cada tigela? Retire os dois blocos de gelo da água, e compare os seus tamanhos.

Discursão

Qual dos blocos de gelo ficou menor? Como é que o gelo derrete?

Explicação

À medida que os blocos de gelo com corante fundem, o corante se espalha pela água líquida. No caso da tigela contendo apenas água, a água fria proveniente da fusão do gelo é mais densa que a água à temperatura ambiente, indo para o fundo da tigela e empurrando a água do fundo da tigela para cima. Este movimento vertical da água com densidades diferentes devido a uma diferença de temperatura é chamado uma corrente de convecção. Desta forma o corante se espalha por toda a água na tigela e o gelo funde mais rapidamente, pois existe uma troca de calor mais eficiente. Já no caso da solução saturada de sal, a água proveniente da fusão do gelo é menos densa, formando uma camada no topo da solução salina. O resultado é que o bloco de gelo fica cercado por água muito fria e demora mais para fundir, já que a corrente de convecção não pode funcionar neste caso. Portanto água contendo muito sal (alta salinidade) ou com baixa temperatura tende a ir para o fundo, pois nestes dois casos a densidade é maior. A água contendo menos sal ou mais aquecida tende a ficar nas camadas superiores. É assim que a água se organiza nos mares e oceanos, em camadas que estão em constante movimento. As correntes marinhas são causadas pela ação do vento, da rotação do planeta e do sol, que aquece as camadas superiores da água, causando correntes de convecção. Estas correntes são responsáveis pela dispersão de nutrientes entre as diversas camadas.

Gelo e sal

Materiais Utilizados

  • Gelo
  • Sal grosso
  • Copo
  • 2 sacos plásticos de tamanhos diferentes, com fecho
  • Copinho descartável para café (de 50 mL)
  • Água

Procedimento Experimentais

Quebre o gelo em pequenos pedaços. Você pode usar um liquidificador ou enrolar os cubos de gelo em um pano velho e bater com um objeto pesado. Coloque um copo cheio de gelo moído no saco plástico grande.                        Encha o mesmo copo com sal e adicione-o aos poucos no saco grande, misturando bem ao gelo moído. Continue misturando até que todo o gelo tenha derretido. Coloque um pouco de água (um copinho descartável para café cheio) no saco plástico pequeno, feche-o e coloque-o dentro do saco maior contendo a mistura de gelo e sal assim que ela tiver derretido. Aguarde alguns minutos e observe o interior do saco menor

Discursão

Quando colocamos sal no gelo estamos facilitando ou dificultando a sua fusão? Por que a água congelou no saco pequeno se tudo que havia ao seu redor era água com sal?

Explicação

Ao colocarmos sal no gelo estamos abaixando a sua temperatura de fusão. Isto quer dizer que em vez de fundir (derreter) quando a temperatura externa é maior do que O °C ele pode fundir a uma temperatura mais baixa, por exemplo a -5 °C. Em termos práticos isto quer dizer que o gelo com sal derrete muito mais facilmente que o gelo puro. E por que então a temperatura ao redor do gelo cai tanto? Para que o gelo derreta é preciso que ele receba calor de algum lugar. Se você deixar um cubo de gelo em cima de uma mesa ao ar, ele irá derreter pois o ar e a mesa irão transferir calor para o gelo, que está a uma temperatura muito mais baixa. Como conseqüência a temperatura da mesa e do ar irá cair. Se você colocasse este mesmo cubo ao ar na Sibéria ou no          Alasca no inverno ele iria “se sentir” perfeitamente em casa e permanecer bem sólido, pois a temperatura do ar lá permanece bem abaixo de O °C. Ao misturarmos o sal no gelo ele derrete mais rapidamente e “rouba” calor do ambiente e a temperatura cai mais que no caso do gelo puro. O saco pequeno com água está cercado por água a uma temperatura abaixo de O °C e congela após um tempo. Por isso nos países frios se joga sal nas rodovias e calçadas para derreter a neve. O sal permite que a neve derreta mais facilmente em contato com o ar frio.

Preparando sorvete

Materiais Utilizados

  • Suco de frutas de sua preferência
  • Leite condensado
  • Gelo
  • Sal de cozinha
  • Sacos plásticos de tamanhos diferentes, com fecho
  • Luvas de borracha

Procedimento Experimentais

Misture em um copo quantidades iguais do suco de frutas e do leite condensado. Coloque esta mistura em um saco plástico pequeno (você pode encontrar sacos plásticos compridos usados para se preparar sorvete no congelador).

No saco plástico grande coloque um ou dois copos de gelo moído e meio copo de sal de cozinha e feche o saco plástico bem, retirando o ar de seu interior. Coloque as luvas de borracha para proteger suas mãos do frio. Misture bem a mistura de sal e gelo, amassando com as mãos o saco plástico. Coloque o saco pequeno contendo os ingredientes dentro do saco maior. Ajuste o saco pequeno de forma que ele esteja completamente mergulhado no gelo. Retire o excesso de ar do interior e feche o saco plástico grande. Amasse o saco plástico, misturando bem os ingredientes dentro do saco pequeno. Quando o material dentro do saco pequeno estiver com a consistência de sorvete, retire e lave por fora o saco pequeno. Corte um dos cantos do saco contendo o sorvete e experimente a sua criação.

Discursão

Por que precisamos misturar bem os ingredientes do sorvete enquanto ele esfria?

Explicação

Ao misturarmos o gelo e o sal, nós novamente abaixamos a temperatura da mistura até que ela ficasse abaixo de O °C. Isso faz com que a água dos ingredientes do sorvete congele. O segredo para um bom sorvete é conseguir que os cristais de gelo formados sejam os menores possíveis.       Devemos misturar os ingredientes durante o congelamento para obtermos um sorvete cremoso, com cristais de gelo bem pequenos. Ao se congelar, a água se separa dos outros materiais da mistura. Você já deve ter observado isso ao chupar um picolé e notar que todo o corante se dissolve e só resta o gelo incolor.

Criando neblina

Materiais Utilizados

  • Gelo
  • Sal de cozinha
  • Latas de tamanhos diferentes

Procedimento Experimentais

Arrume duas latas sem tampa, uma maior que a outra. Ao se colocar uma dentro da outra ainda deve sobrar algum espaço ao redor da lata menor. Prepare uma mistura de quantidades iguais de sal e gelo. Coloque a mistura na lata maior ao redor da lata menor. Complete todo o interior da lata maior com a mistura de gelo e sal. Agora assopre próximo da abertura da lata menor. O que você observa?

Discursão

Por que conseguimos observar uma névoa quando respiramos em um dia bem frio?

Explicação

Ao misturarmos o gelo e o sal, nós novamente abaixamos a temperatura da mistura até que ela ficasse abaixo de O °C. Isso faz com que o ar no interior da lata menor fique bem frio. Quando o ar contendo vapor d ‘água encontra o ar frio, o vapor se condensa em pequenas gotículas, formando uma nuvem. Caso o ar esteja frio o suficiente, poderíamos congelar as gotículas de água. Neste caso os pequenos cristais de gelo formam belíssimos flocos de neve. Uma das características mais interessantes dos cristais de neve é que todos eles têm formas diferentes. A probabilidade de se encontrarem dois cristais de neve exatamente iguais é muito, muito baixa, praticamente zero. Isto se deve à maneira como os cristais se formam em diferentes temperaturas e condições atmosféricas.

Cortando gelo

Materiais Utilizados

  • 1 pedaço de gelo
  • 2 pesos iguais (por ex. 2 latas de refrigerante cheias de areia)
  • Fio de nylon ou cobre bem fino
  • Pedaço de madeira
  • 2 latas iguais

Procedimento Experimentais

Apóie um pedaço de madeira em duas latas. Coloque o cubo de gelo sobre a madeira. Amarre os dois pesos nas pontas de um fio de cobre bem fino e coloque o fio sobre o gelo, de modo que os pesos fiquem soltos no ar. Observe o que ocorre após um certo tempo.

Explicação

Quando colocamos o fio com os pesos sobre o gelo ele atravessa o bloco de gelo, mas este permanece em um só pedaço. Ao derreter o gelo o fio vai descendo, porém a água sobre ele congela novamente, um processo chamado de regelo. Este é o processo que permite às geleiras se moverem lentamente, uma vez que as camadas inferiores vão derretendo sob o peso das camadas superiores. Talvez você já tenha ouvido falar que quando se patina sobre o gelo é a pressão do patinador sobre o gelo que faz o gelo derreter, permitindo que o patim deslize sobre a sua superfície com muito pouco atrito. A pressão aí seria o peso do patinador dividido pela pequena área da lâmina do patim. Uma vez que o gelo é menos denso que a água, um aumento na pressão leva a uma diminuição no volume, derretendo o gelo. Embora esta seja a explicação mais simples sobre a patinação no gelo, ela não está totalmente correta. É verdade que um aumento de pressão leva a uma redução no ponto de fusão do gelo, mas este efeito é muito pequeno e é preciso uma pressão de 120 atmosferas para reduzir o ponto de fusão da água em apenas 1 °C. Uma vez que se patina no gelo mesmo quando a temperatura está muito abaixo de zero, deve haver uma outra explicação para este fenômeno. A explicação mais aceita pelos cientistas hoje é a de que a superfície do gelo é diferente do seu interior. No interior do cubo de gelo as moléculas de água estão rodeadas de outras moléculas de água com as quais podem interagir. Já as moléculas de água da superfície do gelo só podem interagir com as moléculas de água da camada abaixo, pois não existem moléculas de água acima delas para formar interações. O resultado é que as moléculas de água na superfície do gelo se parecem mais com água no estado líquido, estando mais “soltas” e são capazes de se tornarem líquidas a uma temperatura menor do que a temperatura de fusão do gelo. Esta camada desordenada, com características de líquido, tem apenas algumas moléculas de espessura a baixas temperaturas e vai se tornando mais espessa à medida que a temperatura aumenta. O fenômeno é conhecido como “fusão superficial”.

Gelo na bebida

Materiais Utilizados

  • 2 copos transparentes
  • Água
  • Álcool etílico (álcool comum)
  • Gelo preparado com água contendo corante alimentício

Procedimento Experimentais

Prepare uma forma de gelo com água contendo várias gotas de corante alimentício, até se obter uma cor intensa. Prepare dois copos enchendo-os até a metade, um com água e outro com álcool etílico. O álcool etílico é inflamável. Ao manipulá-lo, certifique-se de que não existem chamas nas proximidades. Coloque um cubo de gelo em cada copo e observe. Adicione um pouco de água ao copo contendo o gelo em álcool. Continue adicionando a água aos pouquinhos até observar alguma mudança.

Discursão

Quando colocamos um cubo de gelo na água a maior parte dele está dentro ou fora da água?

Explicação

A água é um líquido muito interessante, possuindo diversas propriedades que fogem ao senso comum. Uma destas propriedades é o fato de no estado sólido ser menos densa do que no seu estado líquido. A densidade da água líquida é 1,00 g/cm3 e a do gelo, 0,92 g/cm3. Apesar disso, estamos tão acostumados a ver cubos de gelo flutuando em bebidas que raramente pensamos nisso. Pela diferença de densidade entre o gelo e a água podemos calcular que são necessários apenas 92% do volume do gelo para igualar a massa de água que ele desloca. Desta forma 92% do volume do gelo ficam abaixo da superfície da água e 8%, acima da superfície. No caso de um pequeno cubo isto não faz tanta diferença, mas no caso de um iceberg, uma enorme montanha de gelo, saber que aquilo que vemos é apenas uma pequena porcentagem do seu tamanho pode ser muito importante (como o capitão do Titanic percebeu, tarde demais…).

Ao colocar o cubo de gelo no álcool etílico percebemos que ele afunda. Isto ocorre porque o álcool é menos denso que o gelo, possuindo uma densidade de cerca de 0,79 g/cm3. O que ocorre com a densidade do álcool ao adicionarmos água? Uma vez que estamos adicionando um componente mais denso que o álcool, a densidade da mistura irá aumentar. Quando a densidade da mistura atingir 0,92 g/cm3 o gelo irá possuir a mesma densidade do líquido e poderá ficar flutuando no meio do líquido. Um pequeno aumento na densidade do líquido ao se colocar mais água fará com que ele flutue na superfície da mistura.

Normal ou Dietético

Materiais Utilizados

  • 1 lata de refrigerante normal, fechada.
  • 1 lata de refrigerante dietético, fechada.
  • 1 jarra alta ou aquário
  • Água
  • Seringa

Procedimento Experimentais

Encha a jarra ou aquário com água. Faça uma previsão: o que irá acontecer quando colocarmos a lata de refrigerante normal na água? Irá afundar ou flutuar? E a lata de refrigerante dietético? Coloque a lata de refrigerante normal na água e observe o que ocorre. Em seguida, coloque a lata de refrigerante dietético no aquário e veja o que acontece. Você acertou suas previsões? Coloque a lata de refrigerante normal na água novamente, porém desta vez coloque-a lentamente, na posição vertical com a tampa para cima. O que você nota? Com a lata debaixo d’água, coloque um pouco de ar na parte curva embaixo da lata usando a seringa. O que ocorre agora ao se soltar a lata?

Discursão

Podemos descobrir se algo flutua apenas olhando para seu tamanho ou volume? O que será que uma lata contém e a outra não, que as faz se comportarem de maneira diferente?

Explicação

As latas de refrigerante apresentam um comportamento diferente quando colocadas na água. A lata de refrigerante normal afunda e a lata de refrigerante dietético flutua. As latas são idênticas, apresentando o mesmo volume. Como vimos anteriormente, objetos só irão flutuar se tiverem uma densidade menor que a da água. Podemos dizer que as latas têm densidades diferentes, uma maior e a outra menor que a da água. As latas devem ter então massas diferentes, com a lata de refrigerante normal tendo uma massa maior. O responsável pela maior massa na solução do refrigerante normal é o açúcar dissolvido. Nos refrigerantes dietéticos o açúcar é substituído por alguns miligramas de adoçante sintético (geralmente o aspartame, conforme indicado nos rótulos da lata). A massa de açúcar dissolvida no refrigerante normal pode ser estimada pela diferença das massas nas duas latas, uma vez que todos os outros componentes são praticamente os mesmos. Mesmo no caso do refrigerante dietético o valor da densidade do líquido é maior que o da água no aquário. Entretanto, a lata de refrigerante dietético flutua devido ao gás carbônico (dissolvido e presente acima do líquido na lata), que possui uma densidade muito menor que a da água. Quando colocamos uma bolha de ar na parte inferior da lata de refrigerante normal, ela flutua. Como a densidade do ar é muito menor que a da água, a densidade média do conjunto “ar mais lata” se torna menor que a densidade da água, e a lata flutua. É a presença de ar que explica a flutuação de imensos navios de aço. Embora eles pesem muitas toneladas, seu volume está quase que totalmente preenchido por ar, diminuindo a densidade do navio.

Sobe-e-desce Químico

Materiais Utilizados

  • 2 copos transparentes
  • Água
  • Comprimido antiácido efervescente
  • Uvas-passas (ou pedaços de macarrão cru ou bolinhas de naftalina)

Procedimento Experimentais

Coloque água no copo até cerca de 2/3 do seu volume. Coloque uma uva-passa (ou um pedaço de macarrão cru ou uma bolinha de naftalina) na água e observe. Caso você use uma bolinha de naftalina, evite tocar a bolinha com as mãos. Adicione o comprimido antiácido e observe o que ocorre com o material que você colocou na água. Observe bem e tente descobrir como os pequenos objetos se movimentam. Você pode tentar repetir a experiência usando um refrigerante ou água com gás.

Discursão

Será que a uva-passa irá parar? E se ela parar, onde ela vai ficar, no fundo ou no topo do copo?

Explicação

A uva-passa, o pedaço de macarrão ou a bolinha de naftalina afundam no copo contendo água pois têm uma densidade maior que a da água. Ao adicionarmos o comprimido efervescente notamos a produção de um gás. O gás liberado pelo comprimido é o gás carbônico. Se você observou bem de perto a experiência, deve ter notado que pequenas bolhas deste gás ficam presas na superfície rugosa da uva-passa (ou dos outros materiais). Mas por que a uva-passa sobe e desce? A densidade do gás carbônico é muito menor que a da água. As bolhas de gás que se prendem à uva-passa fazem com que a densidade média do conjunto uva-passa + bolhas de gás fique menor que a da água. Ao chegar ao topo do copo as bolhas se desprendem da uva-passa que volta a ficar mais densa que a água e afunda. O processo se repete por um bom tempo, enquanto houver bolhas de gás que levem a uva-passa até o topo. No fim, a uva-passa retorna ao fundo do copo, pois o gás tende a se soltar da sua superfície.

1+1 e sempre 2?

Materiais Utilizados

  • Copo transparente de 250 ML
  • Água
  • Álcool etílico (álcool comum)
  • Funil
  • Garrafa PET de 600 ML ou frasco transparente alto e estreito (frasco de xampu, por exemplo)
  • Caneta hidrográfica ou para retro projetor

Procedimento Experimentais

Faça uma marca próxima ao topo de um copo com a caneta de retro projetor. Encha o copo com água até a marca. Transfira cuidadosamente toda a água para o frasco ou garrafa, usando o funil. Marque no frasco o nível da água com uma linha horizontal. Coloque mais um copo de água no frasco e marque novamente o nível da água. Esvazie o frasco completamente. Agora coloque um copo de água seguido por um copo de álcool, sempre tomando cuidado para que as medidas sejam o mais parecidas possível com as anteriores. O álcool etílico é inflamável. Ao manipulá-lo, certifique-se de que não existem chamas nas proximidades. Tampe bem o frasco e inverta-o várias vezes para misturar os dois líquidos. O que aparece no interior do frasco? Repare agora se o nível do líquido da garrafa continua na marca de dois copos.

Discursão

De onde vêm as bolhas que aparecem quando misturamos a água e o álcool? Por que o líquido “encolheu”?

Explicação

A água e o álcool apresentam densidades diferentes. Uma mistura de água e álcool terá sempre uma densidade intermediária entre a da água e a do álcool (entre 0,8 e 1,0 g/cm3). Se temos uma mistura com volumes iguais de álcool e água nós podíamos esperar uma densidade igual a 0,9 g/cm3. Afinal, se temos 1 copo de álcool (que pesa 200 g) e 1 copo de água (que pesa 250 g) teríamos 450 g em 500 cm3, e portanto a densidade seria 0,9 g/cm3. Mas quando fazemos a medida verificamos que a densidade fica em torno de 0,94 g/cm3. Se a densidade da mistura fosse igual à média das densidades dos líquidos, os volumes seriam aditivos e teríamos dois copos da mistura. A densidade final é maior que a média das densidades. Como a massa não pode ter aumentado do nada, então o volume diminuiu, como nós observamos. As moléculas de água e álcool se rearranjaram e, na média, a distância entre elas diminuiu, daí a contração no volume.

As bolhas que aparecem ao misturarmos a água e o álcool contêm ar no seu interior. Este é o ar que estava dissolvido na água e no álcool. A solubilidade do ar na mistura é menor do que nos líquidos separados.

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