EM QUE NÍVEL DA EDUCAÇÃO QUÍMICA O PROBLEMA TEM SIDO

3. DESACORDO EPISTÊMICO EM TORNO DO ENSINO DE QUÍMICA

3.3 EM QUE NÍVEL DA EDUCAÇÃO QUÍMICA O PROBLEMA TEM SIDO

No ensino de Química, penso que não basta apenas apresentar o conceito de estrutura molecular, pronto e acabado na letra morta dos livros didáticos de química, conforme destaco a seguir. Por exemplo, considera-se que para obtermos a estrutura de uma molécula com base no modelo de Lewis, basta utilizarmos as seguintes condições:

1. Conte todos os elétrons de valência dos átomos. No caso de ser um íon, acrescente um elétron adicional para a carga negativa ou subtraia um elétron para cada carga positiva.

2. Coloque um par de elétrons em cada ligação.

3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central. (Lembre-se, porém, que a camada de valência de cada átomo de hidrogênio é completa com apenas dois elétrons).

4. Coloque todos os elétrons adicionais no átomo central, em pares.

5. Se o átomo central ainda tiver menos que um octeto, você deve formar ligações múltiplas para que cada átomo possua um octeto. (BRADY; HUMISTON, 1986, p. 129-30).

Tomemos por exemplo, a estrutura de Lewis para a molécula do tetracloreto de carbono (CCl4):

Figura 5 – Representação da estrutura de Lewis para a molécula do tetracloreto de carbono (CCl4).

Fonte: Brady e Humiston (1986).

Segundo Brady e Humiston (1986), a presente estrutura apresenta como os 8 elétrons de valência são usados para formar a molécula do CCl4. Assim, cada átomo

possui um octeto. Para Russell (1994, p. 346) “[...] a regra do octeto estabelece que, com exceção do hélio, os átomos dos gases nobres possuem uma camada de valência especialmente estável, ns2_p6_{, ou seja, um octeto”. Ou seja, de acordo com a}

química molecular clássica, a estrutura molecular consiste em um arranjo geométrico bem definido formado pelos átomos via ligações químicas.

Uma estrutura de Lewis é uma representação das ligações covalentes utilizando a notação de Lewis na qual os pares de electrões partilhados mostram quer como pares de pontos entre dois átomos e os pares isolados se mostram como pares de pontos em átomos individuais. Nas estruturas de Lewis apenas se representam os electrões de valência. (CHANG, 1994, p. 374)

No ensino universitário, outro caminho consiste em discutir questões que envolvam energia, geometria ou aspectos vinculados a natureza espectroscópica. A necessidade aqui dos modelos quânticos: a formação da ligação química ocorre em termos da combinação de orbitais. Tal abordagem considera que o compartilhamento de elétrons ocorre a partir da combinação de orbitais que interagem entre si. Os orbitais atômicos são representados pelas funções de onda Ψ. Por exemplo, para o modelo da ligação de valência (LV), cada átomo H tem sua própria região de orbitais conforme represento a seguir:

Ψ(LV) = ΨA (1) B (2) + ΨA (2) B (1)

De acordo com a equação, os elétrons são representados por 1 e 2, e A e B representam átomos de hidrogênio, ou seja, a função de onda para a molécula de hidrogênio.

A abordagem da ligação de valência está intimamente relacionada à ideia de Lewis de ligar pares de elétrons entre átomos e pares de elétrons isolados localizados em determinado átomo. Em contraste, a abordagem de Mulliken foi derivar orbitais moleculares que são “espalhados“ ou deslocalizados sobre a molécula. (KOTZ; TREICHEL; WEAVER, 2009, p. 381)

No modelo do orbital molecular, são necessárias funções de onda que descrevem elétrons 1 e 2 em torno aos núcleos X e Y conforme as equações a seguir:

Ψa = ΨX(1). ΨY(2) + ΨX (2). ΨY(1) (representa orbital ligante) Ψs = ΨX(1). ΨY(2) - ΨX (2). ΨY(1) (representa orbital antiligante)

Outras formas de representação para a molécula de hidrogênio via modelos quânticos, podem ser encontradas nos livros de química:

Figura 6 - Formação da molécula de hidrogênio via modelo da ligação de valência.

Fonte: Brown e colaboradores (2005).

Figuras 7 e 8 – Formação de orbitais moleculares, via modelo do orbital molecular.

Fonte: http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=582.

Frente à maneira como é conduzida o ensino desses modelos em Química, penso que deveríamos não somente apresentar o conteúdo, mas problematizá-los o que dificilmente ocorre nos livros didáticos de química. Por exemplo, no ensino universitário, para explicar a ligação covalente, alguns livros consideram: “Por que duas teorias são usadas? Uma não seria mais correta do que a outra?” (KOTZ;

TREICHEL; WEAVER, 2009, p. 381); “Não se tem uma descrição precisa de quais são as formas destes orbitais moleculares numa molécula ou íon particular” (BRADY; HUMISTON, 1986, p. 176).

Em relação ao problema da estrutura molecular, o que se verifica é que autores de livros didáticos reconhecem a importância da relação da forma e a estrutura das moléculas com as propriedades (BRADY; HUMISTON, 1986; CHANG, 1994; RUSSELL, 1994; BROWN et al., 2005; ATKINS; JONES, 2006; KOTZ et al., 2009). No entanto, o problema da explicação estrutural (quando aparece) é apenas apresentada:

No modelo de Lewis das ligações químicas, cada par de elétrons ligantes está localizado entre dois átomos ligados, isto é, trata-se de um modelo com elétrons localizados. Sabemos, no entanto, a partir da dualidade onda- partícula do elétron (Seções 1.3-1.5), que a posição de um elétron em um átomo não pode ser descrita de forma precisa, mas somente em termos de probabilidade de encontrá-lo em algum lugar do espaço definido pelo orbital. (ATKINS; JONES, 2006, p. 207-08)

Outros autores apenas mencionam o problema da explicação estrutural, quando consideram que “[...] diferentemente dos orbitais atômicos, os OMs estão associados com a molécula como um todo, e não como único átomo” (BROWN et al., 2005, p. 316). Tampouco, há aqueles que apontam para o problema, mas não discutem:

Quanto ao reducionismo estrutural, ocorre o mesmo. Atkins e Jones (2006, p. 217) consideram o modelo do orbital molecular como o que melhor descreve a ligação covalente: “[...] mostrou ser melhor para descrição da ligação química.” Há aquele que aponta para uma cota de pensamento em termos de reducionismo:

A teoria de Lewis, da ligação química, embora seja útil e simples de aplicar, não nos diz como e porque se formam as ligações químicas. Só a Mecânica Quântica pode fornecer respostas adequadas a estas perguntas. Assim, sendo, na segunda parte deste capítulo, aplicaremos a Mecânica Quântica ao estudo da geometria e estabilidade moleculares. (CHANG, 1994, p. 410)

Ainda, nesta perspectiva, Kotz, Treichel e Weaver (2009, p. 381) consideram: “[...] o modelo mecânico quântico do átomo, que é a maneira mais bem sucedida de explicar as propriedades dos átomos que os cientistas já criaram, descreve os elétrons como ondas.”

O que se verifica é que temas como modelos, estrutura molecular e reducionismo; quando encontrado em livros didáticos de química, são apresentados apenas uma introdução não problematizadora; estes temas (quando aparecem) são pobremente apresentados. Sobre o problema da explicação estrutural, observa-se que a explicação está fortemente vinculada à perspectiva defendida por Woolley (1978), o qual apontou em seu artigo: a contraposição da noção de estrutura com base na teoria quântica em relação à noção clássica. Em relação ao problema do reducionismo (quando aparece em livros), os autores apenas apontam para uma cota de pensamento em torno da redução da Química à Física. Contudo, os livros não apresentam um aprofundamento dos temas que são de fundamental importância para a compreensão da natureza da ligação química.

Diante do exposto, penso que tanto em sala de aula quanto em livros didáticos de química que os estudantes devem apreender não somente sobre o conteúdo das ciências (neste caso, a Química e Física), mas também, e principalmente, algo acerca da natureza da ciência e da sua relação como a conhecemos.

No documento UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM ENSINO, FILOSOFIA E HISTÓRIA DAS CIÊNCIAS (páginas 92-96)