PROBLEMAS DE APRENDIZAGEM SOBRE LIGAÇÕES
QUÍMICAS PARA ESTUDANTES DE GRADUAÇÃO
Júlio César Oliveira da Silva
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Dissertação de Mestrado
Natal/RN, agosto de 2010
PROBLEMAS DE APRENDIZAGEM SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS PARA ESTUDANTES DE GRADUAÇÃO
Dissertação apresentada ao Programa de Pós-Graduação em Química do Centro de Ciências Exatas e da Terra da Universidade Federal do Rio Grande do Norte - UFRN como requisito parcial para o título de Mestre.
Orientador: Profº. Dr. Ótom Anselmo de Oliveira. Co-Orientadora: Profª. Dra. Fabiana Roberta
Gonçalves e Silva Hussein
Divisão de Serviços Técnicos
Catalogação da Publicação na Fonte. UFRN / Biblioteca Setorial de Química
Silva, Júlio César Oliveira da.
Problemas de aprendizagem sobre ligações químicas para estudantes de graduação / Júlio César Oliveira da Silva. Natal, RN, 2010.
71 f
Orientador: Ótom Anselmo de Oliveira.
Co-Orientadora: Fabiana Roberta Gonçalves e Silva Hussein
Dissertação (Mestrado em Química) - Universidade Federal do Rio Grande do Norte. Centro de Ciências Exatas e da Terra. Programa de Pós-Graduação em Química.
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1. Química – Aprendizagem - Dissertação. 2. Ligações Químicas – Aprendizagem - Dissertação. 3. Problemas de aprendizagem – Dissertação. 4. Regra do octeto - Dissertação. 5. Estrutura de Lewis - Dissertação. I. Oliveira, Ótom Anselmo de. II. Hussein, Fabiana Roberta Gonçalves e Silva III. Universidade Federal do Rio Grande do Norte. IV. Título.
Primeiro a Deus, Ser criador e transformador de todas as coisas visíveis e invisíveis, limitados aos olhos humanos, que com Sua energia propulsora, que motiva-nos a ir mais longe a nossos objetivos, principalmente para o bem comum, como exemplo de luta nos caminhos da vida, aqui estou, com tantos obstáculos ultrapassados, que poderia deixar-me cair e desistir no meio do caminho, obrigado a Ti Pai Criador e reformador da Vida, por tantas vezes não permitiu que tais obstáculos não me fizesse chegar aos meus objetivos. Agradeço a Maria Mãe de Deus, minha Mãe Espiritual que presto devoção sob titulo de Imaculada Conceição. Agradeço aos meus pais: Manoel e Margarida, que tanto ensinou com suas próprias vidas a respeitar, a lutar com dignidade para consegui nossos objetivos, obrigado por isso e por tantos que não poderia transmitir em uma só página. Aos meus irmãos Wellington, entusiasta, e a Fábio, determinado, aos dois todo o meu respeito e carinho.
Aos meus orientadores Professores Dr. Ótom Anselmo de Oliveira e Professora Dra. Fabiana Roberta Gonçalves e Silva Hussein, pela paciência e confiança que me orientarão em especial ao Profº Ótom, meu muito obrigado por ter confiado no meu potencial e como sempre me tratou com atenção, para mim, exemplo de um verdadeiro mestre.
A Professora Dra. Ana Cristina Facundo de Brito pelas importantes contribuições para o aprimoramento deste trabalho, realizado na qualificação. Aos professores que concederam tempo de suas aulas e aos alunos de graduação do curso de Química que participaram do questionário investigativo.
A todos os professores deste departamento de Química que foram meus mestres, para que eu pudesse chegar até aqui e ir mais além.
A todos os meus amigos, que por tantas vezes me incentivaram nesta caminhada, especialmente a Tayne, amigo e companheiro que por tantas vezes me escutou nos momentos mais necessários, meu muito obrigado.
Dê-me, Senhor, agudeza para entender, capacidade para reter, método e faculdade para aprender, sutileza para interpretar, graça e abundância para falar. Dê-me, Senhor, acerto ao começar, direção ao progredir e perfeição ao concluir.
Este trabalho teve o objetivo de identificar problemas de aprendizagem em alunos de graduação recém ingressante na universidade, interpretar a natureza e as causas desses problemas, oferecendo subsídios para superação de tais dificuldades e possibilitando uma aprendizagem significava através da qual o aluno atribua sentido em seu aprendizado. Para o desenvolvimento desse trabalho foi escolhido o tema Ligações Químicas - onde se estudam as forças que agem entre os átomos para formar moléculas, íons compostos ou estruturas cristalinas iônicas -, que se caracteriza como um dos mais importantes assuntos da Química. Para isso, utilizou-se um questionário com cinco perguntas abertas, respondidas por 147 estudantes dos períodos iniciais das graduações em Química da Universidade Federal do Rio Grande do Norte. As respostas obtidas revelaram insegurança dos estudantes, tanto em termos conceituais quanto de representação, com justificativas superficiais, recorrendo sempre à regra do octeto para descrever modelos de ligações químicas. Os resultados sugerem que esses estudantes tiveram uma formação inadequada, no ensino médio e que os exames para ingresso nas graduações se fizeram segundo critérios pouco exigentes em termos de conhecimentos. As observações feitas levam à conclusão de que, para mudanças futuras, é necessário que escolas de ensino médio e dos períodos iniciais nas universidades privilegiem a adoção de métodos pedagógicos contextualizados, aplicando estratégias para superar o ensino memorístico e superficial sobre Ligações Químicas, o que, provavelmente, se aplica ao ensino de outros temas da Química.
This research aims at identifying the learning problems in newly undergraduate students at univers
i
ty, interpreting the nature and causes of these problems, offering subsidies to overcome these difficulties and enabling a meaningful learning through which students give meaning to their learning. As an object for this work was chosen the theme Chemical Bonds - where were studied the forces between atoms to form molecules, compound ions and ionic crystalline structures - and is characterized as one of the most important subjects of Chemistry. In research, it was used a questionnaire with five open questions, answered by 147 students from the early periods of degrees in Chemistry at Universidade Federal do f Rio Grande do Norte. The answers revealed uncertainty on the part of students, both conceptual and representation, with superficial justifications, always using the octet rule to describe models of chemical bonds. Results suggest that these students had inadequate training in high school and that the examinations for entrance into the ranks were made according to flexible criteria less demanding in terms of knowledge. These observations have led to the conclusion that for future changes, it is necessary for high schools and in the early periods in universities favoring the adoption of pedagogical approaches in context and applying strategies to overcome the teaching of superficial memorization on Chemical Bonds, which probably have applied to the teaching of other subjects of chemistry.
Figura 01. Reprodução da figura dos "átomos cúbicos" de Lewis publicada em1916.(fonte:http//200.156.70.12/sme/cursos/que/eq20/modulo
1/aula0/aula02/03.htm)... 31 Figura 02. Visões de Lewis e Kossel para o átomo de carbono em 1916. O
cubo menor (Lewis) é composto pelos elétrons do nível mais interno e também pelo núcleo do átomo (contendo por seis prótons)(fonte:http//200.156.70.12/sme/cursos/que/eq20/modulo1 /aula0/aula02/03.htm)... 32 Figura 03. Estrutura química proposta por Lewis (1916) para o gás Cl2.
Apenas os elétrons de valência estão sendo mostrados. ( fonte: http//200.156.70.12/sme/cursos/que/eq20/modulo1/aula0/aula02/ 03.htm)... 33 Figura 04. Estrutura química proposta por Lewis (1916) para a molécula de
O2. Apenas os elétrons de valência estão sendo mostrados
(fonte:http//200.156.70.12/sme/cursos/que/eq20/modulo1/aula0/ aula02/03.htm)... 34 Figura 05. Fórmula da Estrutura eletrônica de valência de algumas
moléculas, proposta por Lewis em seu livro sobre a Teoria da
valência, publicado em 1923.
(Fonte:http://ube167.pop.com.br/repositorio/4488/meusite/funda
mental/ligações_quimicas.htm)... 35 Figura 06. A sobreposição dos orbitais 1s, em uma ligação entre dois
átomos(Fonte:http://ube167.pop.com.br/repositorio/4488/meusite/ fundamental/ligações_quimicas.htm)... 42 Figura 07. Sobreposição dos orbitais s e p caracterizado como simples
(Fonte:http://ube167.pop.com.br/repositorio/4488/meusite/funda
mental/ligações_quimicas.htm)... 42 Figura 08. Sobreposição de orbital p no eixo y formando a ligação π
19htm)... 44
Figura 10. Mostrando um orbital molecular de anti-ligação do tipo sigma (Fonte:http://vsites.unb.br/iq/Kleber/cursosvirtuais/qq/aula-19/
aula-19htm)... 44
Figura 11. Formação de orbitais moleculares ligantes e antiligante pela adição e subtração de orbitais atômicos. (Fonte: http://zeus.qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/tom.pdf)... 45 Figura 12. Diagrama do orbital molecular para o gás hidrogênio (Fonte:
http://zeus.qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/tom.pdf)... 46 Figura 13. Representação da orientação de dois dipolos permanentes.
(Fonte:http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/index. htm)... 48 Figura 14. a. Uma molécula polar (à esquerda) induz um dipolo numa
molécula apolar (à direita). b. Entre estes surge interação responsável pela ligação (---).(Fonte:http://nautilus.fis.uc.pt/cec/
teses/salgueiro/CD/Cap3/index.htm)... 49 Figura 15. A, B e C moléculas apolares, em um dado instante a,b,c e d,
forma-se um dipolo instantâneo. (Fonte: http://nautilus.fis.uc.
pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/index.htm)... 50 Figura 16. Representação da formação das ligações intermoleculares,
pontes de hidrogênio.Fonte:http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/sal- gueiro/CD/Cap3/index.htm... 51
Figura 17. Organograma do percurso metodológico... 55
Figura 18. Diagrama dos resultados das respostas da 1ª questão - parte 1A... 58 Figura 19. Recipiente fechado, com os átomos de oxigênio representados
por pequenas bolas espelhados por tudo o recipiente... 58 Figura 20. Diagrama dos resultados das respostas da 1ª questão - parte
1B... 60 Figura 21. Um dos questionários que apresenta resposta correta quanto à
Figura 23. Uma das explicações para a união dos átomos pela regra do octeto... 63 Figura 24. Diagrama dos resultados das respostas da 2ª questão – parte
2A... 64 Figura 25. Um dos questionários que representa a maioria das respostas
analisadas, ligação covalente... 65 Figura 26. Diagrama representacional dos resultados das respostas da 2ª
questão – parte 2B... 66 Figura 27. Um dos questionários que apresenta resposta incorreta quanto
às forças intermoleculares... 66 Figura 28. Diagrama representacional dos resultados das respostas da 3ª
questão... 68 Figura 29. Erro – não mostra a ligação; erro também na distribuição dos
elétrons na camada de valência... 69 Figura 30. Erro – não mostra a ligação, erra nos elétrons de valência... 69 Figura 31. Diagrama representacional dos resultados das respostas da 4ª
questão... 70 Figura 32. Resposta de um dos estudantes para a 4ª questão, onde
responde de forma superficial a formação das moléculas... 71 Figura 33. Diagrama representacional dos resultados das respostas da 5ª
questão... 73 Figura 34. Um dos questionários com resposta mais encontradas entre os
estudantes... 73 Figura 35. Diagrama apresentando a diferença de desempenho dos alunos
Quadro 01. Estatística das respostas dadas pelos estudantes 1ª questão -
parte 1A... 57 Quadro 02. Estatística das respostas dadas pelos estudantes 1ª questão -
parte 1B... 59 Quadro 03. Estatística das respostas dadas pelos estudantes 1ª questão -
parte 1C... 61 Quadro 04. Estatística das respostas dadas pelos estudantes 2ª questão –
parte 2A... 63 Quadro 05. Estatística das respostas dadas pelos estudantes 2ª questão -
parte 2B... 65 Quadro 06. Resultados das respostas dos alunos na 3ª questão... 67 Quadro 07. Estatística das respostas dos alunos na 4ª questão... 70 Quadro 08. Analise dos resultados da ultima questão do instrumento de
BUP: Bachillerato Unificado Polivalente, alunos de 14-15 anos a 16-17 anos na Espanha, para o sistema educacional brasileiro corresponde ao ensino médio.
CNTP: Condições normais de temperatura e pressão.
OA: Orbital atômico.
OM: Orbital molecular.
PCN: Parâmetros Curriculares Nacionais para o Ensino Médio
TLV: Teoria da Ligação de Valência.
TOM: Teoria do Orbital Molecular.
UFRN: Universidade Federal do Rio Grande do Norte.
1 INTRODUÇÃO... 14
1.1 OBJETIVOS... 17
1.1.1 Objetivos gerais... 17
1.1.2 Objetivos específicos... 17
1.2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA... 18
2 ALGUMAS CONSIDERAÇÕES SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS... 27
2.1 O CONCEITO DE VALÊNCIA... 28
2.2 O TERMO LIGAÇÕES QUÍMICAS... 29
2.3 ESTRUTURAS DE LEWIS... 30
2.4 COMO PODEMOS DEFINIR LIGAÇÕES QUÍMICAS?... 35
2.5 CARACTERISTICAS DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS... 36
2.6 A POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE... 37
2.7 A "REGRA DO OCTETO" E SUAS LIMITAÇÕES... 39
2.8 TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA (VSEPR)... 40
2.9 TEORIA DA LIGAÇÃO DA VALÊNCIA TLV... 41
2.10 HIBRIDIZAÇÃO DOS ORBITAIS... 43
2.11 TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR TOM... 44
3 FORÇAS INTERMOLECULARES... 48
4 METODOLOGIA... 52
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES... 56
6 CONSIDERAÇÕES FINAIS... 76
7 PERSPECTIVAS DO TRABALHO... 79
REFERÊNCIAS... 80
APÊNDICE A... 85
1 INTRODUÇÃO
O conhecimento científico é um processo construído mediante tentativas de interpretação de fenômenos reais, sendo expresso através de modelos ou teorias referentes a cada sistema que se deseja conhecer. Esses modelos ou teorias não se desenvolvem de forma linear, e muitos deles - tidos como verdadeiros para interpretação de certos fenômenos – são refutados a partir de novas observações sobre os sistemas que, se forem suficientemente consistentes, podem gerar novas teorias ou modelos capazes de explicar de forma mais ampla o que se pretende conhecer.
Isso não significa que as teorias ou modelos iniciais deixaram de ser importantes, pois além do seu significado histórico, muitas vezes servem como base de sustentação para o desenvolvimento de novas teorias ou para a criação de novas estratégias que levem a uma interpretação mais ampla e mais aprofundada dos fenômenos observados. Atualmente, existe uma conformidade das idéias entre os investigadores em didática das ciências, que reconhecem a importância da inclusão da história das ciências no ensino formal, uma revisão da história relacionada com a formulação de um saber, estabelecendo um elo entre o surgimento da hipótese com o desenvolvimento de novas teorias. (BADILLO, 2004). A incorporação de História das ciências no currículo tem razões atribuídas na Filosofia e Epistemologia, para a contribuição humanizada do ensino científico e desenvolvimento na construção do conhecimento por parte dos estudantes. (OKI, 2008).
Firmando-se nesse pressuposto, em pesquisas sobre ensino de química é fundamental que se busque desenvolver mecanismos que possibilitem o melhor aprendizado pelos estudantes. Neste sentido, muitas dessas pesquisas se voltam para a criação de instrumentos de inquirição, capazes de descobrir fragilidades intelectuais e desenvolver estratégias que contribuam para que os discentes a possam construir seu aprendizado de forma significativa. (RIBOLDI, et al, 2004).
Deve ser lembrado que o ato de aprender tem como base os atos de desenvolver e reconstruir saberes, estudando-os formalmente, descrevendo fatos, fazendo experimentos, analisando-os e tirando conclusões. É fundamental, portanto, que em pesquisas sobre ensino de química se conheça os obstáculos que dificultam a obtenção de tais saberes, pois esse conhecimento é essencial à criação de condições para que o processo de ensino seja pleno.
A procura de estratégias de ensino que facilite a construção do aprendizado passa por numerosas investigações sobre os problemas de aprendizagem no ensino de ciências, conseqüentemente observamos que existem poucas investigações com a finalidade de apurar quais as concepções dos estudantes com o tema de ligações químicas em nível de graduação, (POSADA, 1999), uma pesquisa que identifique os problemas de aprendizagem dos estudantes e através destes resultados o professor recobre as estratégias de ensino para permitir aos alunos a construção do conhecimento aceitável cientificamente.
No ensino de Química, particularmente o tema de Ligações Químicas é uma unidade introduzida nos currículos a alunos entre 14 e 15 anos, sendo considerado tema fundamental para o desenvolvimento do conhecimento Químico, (POSADA et al, 1999). A aplicação de instrumentos investigativos é necessária para analisar as concepções dos estudantes e perceber a existência de dificuldades e obstáculos no ensino de ligações químicas. Apresentando explicações muitas vezes diferentes daquelas que seriam aceitáveis cientificamente – concepções alternativas – geradas muitas vezes por ser um tema abstrato, diferente das experiências cotidiana do estudante. (FERNANDEZ, et al, 2006).
mentalmente. (MENDONÇA et al, 2000). Trabalhar com modelos e analogias é indispensável para o conhecimento químico, sem eles o conhecimento torna-se limitado a descrição de propriedades e mudanças físicas. (FERNANDEZ e MARCONDES, 2006).
A partir da pesquisa sobre as principais concepções expostas pelos estudantes, sobre ligações Químicas na literatura podemos destacar: confusão entre ligação iônica e covalente, antropomorfismo, dificuldade de representar a diferença entre ligação iônica e covalente pela Estrutura de Lewis, energia das ligações químicas e a regra do octeto como sendo uma das principais explicações dadas pelos alunos para interpretar as ligações químicas e as reações. (FERNANDEZ, et al, 2006).
Mortimer et al. (1996) aponta alunos que já haviam concluído o Ensino Médio tiveram dificuldade em reconhecer alguns resultados empíricos como conflitantes com a explicação da estabilidade do cloreto de sódio baseada na regra do octeto. Existe uma tendência entre os estudantes em atribuir a regra do octeto como única resposta para a formação do octeto eletrônico e conseqüentemente explicar as propriedades e mudanças das substâncias. Mortimer et al. (1996) ressalta, a simplificação das respostas dos estudantes tendo como ponto fundamental apenas a regra do octeto como um “dogma” inabalável até mesmo por evidencias experimentais e que esta “crença” não é abalada facilmente nos alunos por evidências experimentais.
Com o trabalho ora apresentado procurou-se contribuir com um exercício que possa ser parte das estratégias desenvolvidas por professores para orientar o processo de ensino mais significativo para os estudantes sobre ligações químicas.
1.1 OBJETIVOS
1.1.1 Objetivos gerais
Esta pesquisa teve a intenção de identificar problemas de aprendizagem em alunos de graduação recém ingressante na universidade, interpretar a natureza e as causas desses problemas, oferecer subsídios para superação de tais dificuldades e possibilitar uma aprendizagem significava, através da qual, o aluno atribua sentido em seu aprendizado. Pretende-se com isso, fornecer elementos que proporcione uma reflexão e conseqüente melhoria do ensino, a prática docente. Para compreender quais os problemas de aprendizagem, temos os seguintes aspectos: as concepções sobre substâncias moleculares, substâncias iônicas, diferença entre ligações intramolecular e ligações intermoleculares, modelo da Estrutura de Lewis, e indiretamente analisar a evolução teórica de seus modelos abordados nos livros de Química.
1.1.2 Objetivos específicos
Com a intenção de atingir as metas do objetivo geral, salientamos os seguintes objetivos específicos desta pesquisa:
Identificar os problemas de aprendizagem em estudantes de graduação no tópico de ligações químicas;
Conhecer como os alunos entendem as representações científicas, adotadas no conteúdo de ligações químicas;
Identificar se os estudantes conseguem diferenciar entre: substância covalente; composto iônico e composto metálico;
Através dos resultados, oferecer subsídios para uma reflexão a cerca de como planejar estratégias de ensino que venha a superar os problemas de aprendizagem dos estudantes.
1.2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
Em perspectiva construtivista a aprendizagem ocorre quando é possível construir e transformar ativamente os significados do que é aprendido, a partir dos conhecimentos adquiridos em sala de aula. Desta forma a aprendizagem se constrói de forma pessoal (aluno) e social (escola).
Ausubel (1976, p. 155) indica que o conhecimento é estruturado em forma de rede específica de conceitos, distingue a aprendizagem rotineira (memorstico) da aprendizagem significativa. Esta última se produz quando um novo conhecimento é relacionado por quem aprende com outros conceitos relevantes dentro de sua própria estrutura cognitiva.
Vygotsky et al (1991) afirma que o domínio dos conceitos científicos pelo sujeito promove um aumento de nível dos conceitos espontâneos. Também indica que um conceito espontâneo deve evoluir para alcançar um nível, a partir do qual o sujeito possa adquirir um conceito científico afim.
Para Pozo (2002), a hipótese de que aprender os conteúdos escolares pressupõe atribuir um sentido da construção de seus significados sobre a base dos significados que se havia construído previamente, ressaltam a importância de que os conceitos cotidianos de nossos alunos revestem um desenho de qualquer estratégia de ensino. Assim os conhecimentos prévios não só permitem constatar inicialmente os novos conteúdos, mas ainda, são os fundamentos de uma construção de novos significados.
Questionamentos sobre a construção do conhecimento são motivados pela relação de numerosas investigações sobre as concepções alternativas dos alunos e os mais diversos domínios pelo tema de ligações químicas, mas tem sido abordado em poucas investigações em nível de graduação. Embora tenham sido realizados poucos estudos (DE POSADA,1999), as pesquisas existentes relatam que os discentes apresentam concepções alternativas consistentes, isto é, apresentam problemas de aprendizagem que destoam do conceito científico.
No que se refere às Ligações Químicas - que é o tema central deste trabalho, e é um assunto de fundamental importância para um melhor entendimento das transformações que ocorrem na natureza -, tal fato se verifica de forma bastante intensa.
Neste sentido, as dificuldades dos estudantes em explicar a natureza das substâncias, as formas de representá-las e algumas de suas transformações, são aspectos que merecem bastante atenção, a fim de se desenvolver estratégias de ensino que possam ser aplicadas em sala de aula para superar tais dificuldades.
Estudos feitos por Peterson e Treagust (1989), indicam que o conhecimento sobre ligações covalentes por estudantes de 16-17 anos, se distribuem na forma: 23% dos alunos não consideram a influência da eletronegatividade e a desigualdade no compartilhamento do par de elétrons em uma ligação polar; 27% vêem que a polaridade é um fator que influencia a geometria das moléculas; e 33% confundem as forças intermoleculares como forças intramoleculares, dentro das moléculas e 33% consideram que não existem forças intermoleculares entre moléculas formadas por ligação covalente.
Caamaño e Casassas (1987) realizaram estudos com estudantes de 16 anos e verificaram que: 50% não reconhecem como substância as substâncias simples formadas por moléculas diatômicas homonucleares; 40% identificaram como moleculares estruturas gigantes; um elevado percentual associou a valência de um elemento como um subíndice do elemento com que se combina; e a maioria não sabia calcular o número de ligações que se rompem e se formam que uma reação química.
Os alunos aceitam a idéia que algumas substâncias gasosas são moleculares;
Não é bem compreendida a natureza da ligação e qual ligação é predominante;
Dificuldade de identificar a natureza das ligações covalentes;
Dificuldade em compreender a idéia que existem forças intermoleculares entre as moléculas;
Dificuldade de entender a formação de íons na ligação iônica não é facilmente assumida pelos alunos.
Se considerarmos que as interações interatômicas e as estruturas das substâncias estão entre os mais importantes fenômenos da química, com repercussão em outras ciências, conclui-se que o conceito de ligações químicas é crucial para se compreender distintos aspectos do ensino de ciências. Assim, a iniciação do conhecimento sobre estrutura atômica e ligações químicas já se inicia no final do ensino fundamental e que tal tema é enfocado a nível educativo entre alunos de 12 a 18 anos até o nível universitário.
Para muitos estudantes a ligação intermolecular é mais forte que as ligações intramolecular, não conseguem distinguir uma da outra, ligações covalentes e iônicas constituem espécies moleculares, ou seja, formam compostos moleculares tanto as ligações iônicas quanto covalentes; ligação metálica é fraca ou inferior a outras ligações, o número de elétrons de valência e o número de ligações covalentes são iguais. Confundem formas de ressonância com estruturas moleculares, e ainda que a formação de ligações covalentes envolva transferência de elétrons (DE POSADA 1999).
Ocorre, porém, que para estudar o tema de ligações químicas, os estudantes têm de ser capazes de realizar a passagem nada trivial que é a da observação para a formulação de modelos (Fernandez e Marcondes, 2006). Trabalhar com modelos é essencial no conhecimento químico, pois sem o uso deles fica reduzida a uma pequena descrição de propriedades e mudanças.
Deve-se ressaltar o fato há muito conhecido de que os alunos apresentam explicações para os fenômenos muitas vezes diferentes daqueles que seriam aceitáveis cientificamente (concepções alternativas). Quando essas idéias dos alunos interagem com as demonstrações do professor, como a linguagem científica, com leis e teorias e com as próprias experiências dos alunos, os estudantes tentam reconciliar seus modelos mentais com os conceitos cientificamente. O resultado dessa conciliação pode ser um conceito científico distorcido a uma concepção. (FERNANDEZ E MARCONDES, 2006)
Segundo Fernandez e Marcondes (2006) existem algumas ferramentas de investigação, dos problemas de aprendizagem que os estudantes possam ter sobre o tema de ligações químicas, que o professor possa utilizar para se ter uma análise mais concreta das dificuldades e obstáculos que prejudicam o entendimento e aplicação das teorias a respeito deste conteúdo, facilitando a criação de estratégias de ensino. O professor tendo conhecimento destes problemas procura-se evitar o seu aparecimento em sala de aula, utilizando metodologias que se dedique mais a superar essas dificuldades de aprendizagem.
A seguir, estão alguns dos principais problemas de aprendizagem dos estudantes, sobre o conteúdo de ligações químicas, apresentadas por diferentes autores que foram sistematizados por Fernandez e Marcondes (2006, p.23) que são eles:
• confusão entre a ligação covalente e iônica;
• compostos iônicos vistos como entidades discretas, sem retículo cristalino; • ligações covalentes são fracas;
• elétrons são compartilhados igualmente na ligação covalente; • confusão entre ligação covalente e forças inter e intramoleculares; • as ligações seriam formadas apenas para satisfazer a regra do octeto; • ligações covalentes são rompidas durante uma mudança de estado físico; • os elétrons são igualmente compartilhados em todas as ligações covalentes; • a ligação química pensada como entidade física;
• reações exotérmicas são espontâneas; • as moléculas se expandem com o calor; • idéias aditivas dos compostos químicos; • confusão entre átomos e células;
• não há movimento dos elétrons numa ligação;
• elétrons de uma ligação pi se movimentam realizando uma figura de um oito ao redor do núcleo;
• a matéria é contínua;
• propriedades macroscópicas atribuídas ao mundo submicroscópico.
Tendo conhecimento dessas dificuldades, o professor pode ficar atento e diagnosticar os conceitos construídos pelos seus alunos sobre ligação química e criar estratégias de ensino para superar essas dificuldades. Assim, alunos poderão ter mais chances de compreender alguns dos modelos que procuram explicar a natureza e as propriedades da matéria, e outros conhecimentos químicos poderão ser ancorados nessas idéias, tornando-se significativos para eles. (FERNANDEZ; MACONDES, 1996).
Muitas explicações dos alunos, por falta de conhecimento conceitual, utilizam explicações superficiais para justificar a ligação, revelando alguns aspectos antropomórficos como, por exemplo, - o carbono quer fazer quatro ligações; átomos necessitam de camadas preenchidas; a razão para os elétrons serem transferidos é a necessidade de uma camada completa – estes são alguns exemplos de erros encontrados nas respostas dos alunos apontados por Taber, 1998 (apud FERNANDEZ; MARCONDES, 2006).
Os estudantes usam a regra do octeto como base para explicar as reações e as ligações químicas. As idéias mais comuns são: uma ligação covalente mantém os átomos unidos porque a ligação está compartilhando elétrons; ligações iônicas é a transferência de elétrons, ao invés de as atrações dos íons que resultam da transferência de elétrons (TABER, 1998). Parece que a razão para os elétrons serem transferidos é a obtenção de uma camada completa.
alguns resultados empíricos como conflitantes com a explicação da estabilidade do cloreto de sódio baseada na regra do octeto. Parece haver uma tendência generalizada no ensino de Química de atribuir a estabilidade das substâncias à formação do octeto eletrônico e que esta “crença” não é abalada facilmente nos alunos por evidências experimentais. Os autores alertam para o problema da ênfase no conhecimento ritualístico em detrimento do conhecimento de princípios químicos.
A diferença entre o conhecimento ritualístico, também chamado de conhecimento de procedimentos e o conhecimento de princípios, é que no conhecimento ritualístico ou de procedimentos está relacionado à como proceder, ao saber fazer algo ou alguma coisa e o conhecimento de princípios estão relacionados para compreender como esses procedimentos ou processos funcionam, tenta entender o porquê e como funciona, dando uma conclusão válida.
A regra do octeto se tornou útil para a previsão da valência e das formulas para certos compostos particulares e limitados da tabela periódica, transformando num ritual, como um “dogma” para explicar a estabilidade de todos os outros compostos possíveis, substituindo os princípios que explicam o porquê e como acontece a estabilidade dos compostos químicos na formação da ligação química entre os átomos. (MORTIMER, 1994)
Neste sentido, a explicação dada pelos alunos que a estabilidade da ligação química, ocorre simplesmente para satisfazer a regra do octeto, torna o conhecimento sem sentido, desinteressante, apenas memorístico.
As variações de energia envolvidas na formação da ligação, a distribuição dos elétrons em volta do núcleo do átomo e como estes elétrons estão distribuídos em torno da molécula ou composto iônico, determina a formação da geometria molecular ou do composto, a polaridade e o arranjo dos pares de elétrons envolvidos.
polaridade da ligação determina a geometria da molécula” (PETERSON et al., 1989; PETERSON; TREAGUST, 1989).
Em termos da polaridade da ligação, é idéia corrente que - ocorre o compartilhamento igualitário dos elétrons em todas as ligações covalentes, a polaridade de uma ligação é dependente do número de elétrons de valência em cada átomo envolvido na ligação - e que - a carga iônica determina a polaridade da ligação – erros conceituais apontados na pesquisa de Peterson, 1989.
Alguns estudantes explicam o conceito de polaridade sem mencionar a idéia de eletronegatividade, e sua relação com energia iônica e afinidade eletrônica. Aparentemente o conceito de polaridade é muito mais difícil de ensinar do que o de geometria molecular. Algumas concepções sobre polaridade da molécula são devidas a um reducionismo: os alunos ou consideram a polaridade da ligação como variável, mas não consideram a influência da geometria molecular, ou o contrário (FURIÓ E CALATAYUD,1996).
A construção de novos significados através do conhecimento prévio são questionamentos motivados pela relação de numerosas dificuldades de aprendizagem dos alunos pelo tema de ligações químicas, tendo sido pouco abordado em investigações no que se refere aos alunos da graduação.
Segundo Galagovsky e Adúriz-Bravo (2001), os modelos são considerados ferramentas de representação teórica do mundo, auxiliam a sua explicação, predição e transformação. Os modelos são de suma importância para descrição de conceitos da ciência. Para o tema ligações químicas é importante que o professor dê ênfase ao apresentar, tópicos como a estrutura de Lewis com modelo que seja o mais próximo do real. Para que o aluno possa desenvolver a sua compreensão e pensamento abstrato sobre o assunto. Deve ser claro para não desenvolver problemas que possam dificultar o entendimento, não favorecendo a criação de dúvidas ao realizar a representação das ligações químicas.
O professor deve ter cuidados ao trabalhar com modelos que não estão próximos aos modelos tidos como padrão clássico no conhecimento científico, pois nesse sentido pode solidificar ainda mais alguns problemas de aprendizagem que os alunos possam ter, um exemplo disso é que as transformações observadas no meio macroscópico também acontecendo no meio micro.
Segundo Aureli Caamanõ, 1994, podemos atribuir às causas dos problemas de aprendizagem como:
Dificuldades intrínsecas da própria disciplina;
O pensamento e os processos de racionalização dos estudantes; O processo de instrução recebido.
As dificuldades intrínsecas da Química são causadas pela existência de três níveis de descrição da matéria: macroscópico (observacional), microscópico (atomístico-molecular) e representacional (símbolos, fórmulas e equações). Os estudantes devem transitar entre estes níveis mediante o uso de uma linguagem que nem sempre diferencia de forma explicita o nível em que nos encontramos.
O pensamento e os processos de racionalização dos estudantes ocorrem pela influência da percepção macroscópica em analises do mundo microscópico. Disso deriva a tendência de transferir propriedades macroscópicas das substâncias para propriedades microscópicas das partículas, o que gera dificuldade em contextualizar um conceito já aprendido para outro, a dificuldade interconceitual, dificuldade de compreender processos que exigem uma série de etapas.
O último ponto observado, o processo de instrução recebido refere a compreender a natureza e as causas dos problemas de aprendizagem para conseguir um ensino mais efetivo de Química e um melhor aproveitamento dos estudantes. De acordo com os problemas apontados, os docentes possam planejar estratégias didáticas que tentem facilitar a superação dessas dificuldades.
A tendência do aluno a querer responder questões sobre ligações químicas a partir da regra do octeto, como sendo uma “crença” inabalável para o aluno, tendo uma compreensão superficial das hipóteses científicas. O estudante possa observar os fatos históricos do conhecimento químico, que foram gradualmente se desenvolvendo e ampliando suas teorias e não se limitando a apenas a um fato observado em ligações de compostos simples, necessitando do uso constante modelos mais elaborados.
2 ALGUMAS CONSIDERAÇÕES SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS
A ligação química é um dos aspectos mais importantes da química, podendo-se dizer que este tema é a essência desta ciência ou das transformações químicas experimentadas pelos materiais, o que tem levado muitos cientistas a buscar formas para explicar as interações entre os átomos na formação das substâncias.
Na realidade, especulações sobre tais processos começaram há cerca de 2600 anos, quando filósofos como Demócrito e Leucipo refletiam sobre a natureza das forças e dos constituintes de toda a matéria, chegando à proposição da existência dos átomos e de idéias sobre a agregação entre estes. A partir daí, muitos pensadores têm procurado contribuir para esclarecer esses fatos, mas só a partir de século XVIII, com os estudos sobre as leis das combinações químicas, começaram a surgir idéias que, baseadas em dados experimentais, trouxeram alguma luz sobre a natureza das ligações químicas.
Antoine Laurent Lavoisier (1785), químico francês considerado o pai da química moderna, criou a Lei da conservação das massas, brilhantemente expressa com a frase: “na natureza nada se cria nem se perde tudo se transforma”. Esta Lei estabelece que durante uma reação química não ocorre ganho nem perda de massa, ou seja: a soma das massas dos produtos é igual a soma das massas de todos os reagentes envolvidos na reação. (KUZNETSOV, 1980)
Posteriormente Joseph Louis Proust (1797) baseado em dados experimentais enunciou a Lei das proporções definidas, estabelecendo que, na composição das substâncias, os elementos se combinam segundo proporções de massas fixas, muito bem definidas.
As idéias de Lavoisier e de Prost foram à base precursora para outros cientistas desenvolverem teorias, a respeito das forças que agiam nos átomos para a composição das substâncias.
bilhar, e sintetizando o conceito empírico a teoria atomística, que busca explicar a estrutura individual de cada átomo.
Em 1826 Jacob Berzelius (1779-1848) em seus intensos estudos sobre a composição química dos elementos determinou as primeiras formulas e símbolos de alguns dos elementos que ele descobriu tendo como referência para seus estudos as Teorias de Lavoisier que refutava a Teoria do flogistico. As descobertas e determinações dos pesos atômicos de Berzelius foram importantes para a Teoria atomística desenvolvida por Dalton. .(VIDAL, 1986)
A partir da criação da teoria atomística de John Dalton (1766-1844), que o átomo é uma partícula real, descontínua e indivisível, que elementos químicos diferentes são constituídos de átomos diferentes, desenvolveu também várias porcentagens de composição das substâncias, as primeiras fórmulas moleculares. Mas ainda não estava claro para os cientistas da época como acorria à formação, e que forças agiam para que os átomos ligassem uns com os outros, constituindo as substâncias. (BEZERRA, 2001).
2.1 O CONCEITO DE VALÊNCIA
Gerhard, Laurant e Kekulé desenvolveram postulados para descrever a composição das substâncias químicas, surgindo às teorias da equivalência e da valência, mas o primeiro a utilizar o nome valência foi o alemão Friedrich Kekulé (1829-1896) em seu artigo publicado em 1854, como a teoria “dos tipos”, que “o número de átomos de um elemento que combina com um átomo de outro elemento depende basicamente do seu tamanho”. Para Kekulé, a valência era um número que representava a força de combinação de um elemento, seguindo uma regra simples que depois foi confirmado, verificando-se, por exemplo, que os números de valência dos elementos hidrogênio, oxigênio e nitrogênio são, respectivamente, 1, 2 e 3. (COULSON, 1953).
nos pesos atômicos constataram que as valências dos elementos seguiam um padrão simples dentro da tabela. (NETO, 2007)
Após a descoberta do elétron pelo inglês Sir Joseph John Thomson (1856-1940), e a carga do elétron pelo americano Robert Andrews Millikan (1868-1953), através de um experimento da gota de óleo para medir a carga do elétron, a dúvida dos cientistas era como distribuíam os elétrons em volta do átomo e qual a sua quantidade em cada elemento químico. Lewis em 1901-1902 desenvolve um arranjo para os elétrons em volta do átomo, que seria em forma de um cubo, se os elétrons ficassem em grupos sucessivos de oito, como nos vértices do cubo poderia explicar a periodicidade dos elementos químicos, distribuídos na tabela periódica proposta por Mendelev.
A camada de valência foi determinada, a partir dos elétrons que estaria mais distante do núcleo do átomo distribuídos nos vértices do cubo, para elementos químicos com número atômico acima de dois. Convencionou que os elétrons poderiam se dividir em dois grupos: em elétrons de valência e os elétrons da camada interna em torno do núcleo do átomo, os elétrons de valência são aquelas que estão no nível mais externo do átomo por onde se podem determinar as propriedades periódicas do átomo, podendo resultar em perda, ganho ou compartilhamento destes elétrons, são os mais importantes para as forças que constituem as ligações químicas. (TOMA, 1997).
Os elétrons restantes são chamados de elétrons internos que não participam efetivamente no comportamento químico, certo que o átomo como um todo é importante para a ligação química, mas tomamos aqui como os elétrons de valência como os mais importantes.
2.2 O TERMO LIGAÇÕES QUÍMICAS
de cada elemento que produz o fenômeno químico e a ligação era parte dessa força convertida para a formação dos compostos.
As ligações químicas são as forças que mantêm os átomos unidos, através dessas ligações é que podemos determinar as propriedades e a compreensão das estruturas de cada molécula ou íon formado. A formação da ligação química ocorre entre dois ou mais átomos através dos seus elétrons de valência, em que a sua energia total é menor que se o átomo estivesse em seu estado fundamental (elementar). (MAHAN, 2002).
2.3 ESTRUTURAS DE LEWIS
Em 1916, o químico norte-americano G. N. Lewis (1875-1946) desenvolveu algumas teorias a respeito da estrutura atômica e como conseqüência as ligações químicas. As idéias de Lewis, na realidade, foram desenvolvidas em grande parte a partir das observações sobre as propriedades periódicas dos elementos.
Mendelev e Newlands (1863) desenvolvendo seus trabalhos para classificar os elementos, eles determinaram uma Lei periódica, também chamada de Lei das oitavas, característica que se repete de forma regular nos elementos. Observaram que, ao organizar os elementos a partir do seu número atômico nos períodos, suas propriedades se repetiam a cada oito elementos. (NETO, 2007).
A partir de Lei das oitavas, Lewis desenvolveu sua primeira estrutura representacional do átomo, que chamou de modelo do átomo cúbico, onde os elétrons da camada externa estavam nos vértices do cubo, formando os oito elétrons de valência que estabilizaria o átomo. Para os gases nobres os elétrons estavam distribuídos em cada vértice do cubo determinando que os gases nobres estivessem completos e, por conseguinte estáveis.
oito elétrons distribuídos nos vértices, semelhante aos gases nobres tendo em sua camada de valência oito elétrons.
A teoria de Lewis é também chamada de teoria do octeto, pelo motivo do agrupamento cúbico de oito elétrons. Se o átomo completasse a sua camada de valência na mesma quantidade de vértices do cubo o átomo estaria estável.
A Figura 01 mostra os átomos descritos por Lewis publicado em 1916, como os elementos eram representados com seus elétrons distribuídos em suas camadas de valência.
Figura 01. Reprodução da figura dos “átomos cúbicos” de Lewis publicado em 1916. Fonte: http//200.156.70.12/sme/cursos/QUE/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.htm
Figura 02. Visões de Lewis e Kossel para o átomo de carbono em 1916. O cubo menor (Lewis) é composto pelos elétrons do nível mais interno e também pelo núcleo do átomo (contendo por seis
prótons).
Fonte: http//200.156.70.12/sme/cursos/QUE/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.html
Lewis demonstrou na mesma publicação de 1916, como ocorre a ligação das moléculas do Cl2, somente os cubos externos são mostrados, pois são os
elétrons de valência que determinam as ligações, completando sua camada externa com oito elétrons.
Figura 03. Estrutura química proposta por Lewis (1916) para o gás Cl2. Apenas os elétrons de valência estão sendo mostrados.
Fonte: http//200.156.70.12/sme/cursos/QUE/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.html
Figura 04. Estrutura química proposta por Lewis (1916) para a molécula de O2. Apenas os elétrons de valência estão sendo mostrados.
Fonte: http//200.156.70.12/sme/cursos/QUE/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.html
Em 1923, Lewis revisa o seu modelo de átomo cúbico, depois de analisar os resultados dos trabalhos de Langmur de 1919, e de Niels Bohr de 1913, a estrutura do átomo como sendo em forma de circulo, modelo atômico planetário. Lewis publica um livro intitulado Valence and the struture of atoms molecules (Estrutura da valência dos átomos e moléculas), supondo que os elétrons provavelmente girariam em torno do núcleo como uma espécie de órbita, propondo que os elétrons de Valencia representariam o modelo planetário.
Neste mesmo livro publicado por Lewis em 1923, ele propõe postulados a respeito das ligações e diagramas de como os átomos podiam ser representados em um plano, e que cada par de elétrons compartilhados, no caso uma ligação covalente, constitui uma ligação simples.
Figura 05: Fórmula da Estrutura eletrônica de valência de algumas moléculas, proposta por Lewis em seu livro sobre a Teoria da valência, publicado em 1923.
Fonte:http://ube167.pop.com.br/repositorio/4488/meusite/fundamental/ligações_quimicas.htm
2.4 COMO PODEMOS DEFINIR AS LIGAÇÕES QUÍMICAS?
baixa energia livre se dá pelo nível eletrônico de valência (externo) estar completamente preenchido, em um arranjo de elétrons particularmente estável.
2.5 CARACTERÍSTICAS DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS
A formação da ligação química envolve normalmente só os elétrons do nível eletrônico de valência, nível mais externo do átomo e a partir dessas ligações cada átomo envolvido adquire uma configuração eletrônica estável do ponto de vista da Teoria da Ligação de Valência TLV, de Lewis. Para adquirir estabilidade eletrônica os átomos podem perder, ganhar ou compartilhar elétrons, nestes termos tem três maneiras de formar a ligações de caráter: iônico, covalente ou metálico. Esses tipos de ligações são idealizações, pois a formação de cada ligação ocorre com certo caráter que tenha uma maior predominância entre os outros, ou seja, não existe uma ligação puramente covalente ou iônica ou metálica, para a formação da ligação.
Se o abaixamento da energia livre for obtido pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para o outro, formam íons, ¹(cátions e ânions), o composto é mantido pela atração eletrostática entre eles, sendo esta ligação chamada de iônica. ²Elementos menos eletronegativos reagem com elementos mais eletronegativos. Sendo os elementos conhecidos como metais que se liga a outro elemento não metal, formando uma ligação predominantemente de caráter iônico. (MAHAN, 2003).
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¹ Cátions e ânions – Quando átomos ou moléculas perdem elétrons dizemos que formou íons positivos catiônicos ou apenas cátions, quando átomos ou moléculas ganham elétrons dizemos que formou íons negativos aniônicos ou apenas ânions.
Os elementos caracterizados como metais são os elementos com baixa afinidade eletrônica (átomos que têm menos energia para manter um elétron junto ao seu núcleo), com mais facilidade de perder esses elétrons. E substâncias que tenha um elemento com baixa eletronegatividade, em relação ao outro elemento na mesma substância (átomos com menor energia para atrair elétrons para o seu núcleo). Assim estes elementos são denominados de metais.
Conseqüentemente, elementos tidos como não metais, são elementos com maior afinidade eletrônica (mais resistência em perder elétrons de valência) e com maior eletronegatividade (maior habilidade de atrair elétrons para si).
Se esse abaixamento de energia livre for dado pelo “compartilhamento” de elétrons, a união se dá pela ligação covalente, formando moléculas. Quando dois átomos eletronegativos reagem entre si, estes têm a tendência de receber elétrons para adquirir estabilidade eletrônica, mas nenhum deles tenderá a ceder elétrons, neste caso haverá um compartilhamento de elétrons, ou seja, os elétrons da camada mais externa estarão servindo para ambos os átomos, atingindo a estabilidade.
2.6 A POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE
Para as ligações covalentes existe certa diferença quando se trata de moléculas diatômicas homonuclear (molécula composta por dois átomos de elementos iguais, exemplo o gás Cl2, molécula composta por dois átomos de cloro)
e de moléculas diatômicas heteronucleares (moléculas composta por dois átomos de elementos diferentes, como por exemplo, o ácido clorídrico HCl, molécula composta por um átomo de hidrogênio e um átomo de cloro).
outro átomo, levando a uma diferença das cargas parciais diferente de zero. Assim um átomo tem uma parcela maior de elétrons apresenta uma carga residual negativa e o átomo com menor número de elétrons com carga residual positiva.
Os átomos que se ligam para formar as moléculas diatômicas heteronucleares são chamados de ligação covalente polar, constituindo um dipolo elétrico, ou seja, uma carga residual positiva adjacente a uma carga residual igual, porém negativa. A medida da magnitude de um dipolo elétrico é chamada de momento de dipolo elétrico, representado pela letra grega mu µ, unidades denominadas de Debye (D) que é definido como uma carga negativa unitária o elétron separada por 100pm o próton carga positiva, correspondendo a um momento de dipolo de ³4,80 D, (coulomb por metro). (ATKINS; JONES, 2006).
O parâmetro de eletronegatividade foi dado por Linus Pauling por volta da década de 30 do século passado, definida como uma habilidade de certo átomo na molécula em atrair elétrons para si, mais do que o outro átomo na mesma molécula.
A energia de ionização é a energia fornecida a um átomo no seu estado fundamental para remover um elétron de sua camada de valência, formando íons catiônicos, e afinidade eletrônica é a energia mínima fornecida a um átomo para atrair para si um elétron, formando ions aniônicos. A energia de ionização e a afinidade eletrônica representam a energia envolvida no ganho ou perda de elétrons por um átomo, são quantidades de energias mensuráveis, em átomos isolados.
Diferentemente a eletronegatividade é um parâmetro que se refere aos átomos em moléculas, se é mais ou menos eletronegativo que o outro átomo na mesma molécula. Podemos dizer que, a média entre a energia de ionização e a afinidade eletrônica é a eletronegatividade.
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2.7 A “REGRA DO OCTETO” E SUAS LIMITAÇÕES.
Na Alemanha, o químico Richard Abegg (1869-1910) desenvolveu em 1904, uma teoria eletrostática para a ligação química, que era idêntica à de J.J.Thomson, uma atração entre dois átomos resultava sempre que um dos átomos doava um elétron para outro átomo. Entretanto, sua “regra do octeto” fornecia alguma indicação do número máximo de elétrons envolvidos em uma união atômica. Abegg observou que o mesmo átomo em diferentes compostos tinha carga positiva ou carga negativa e que o somatório do módulo destas cargas frequentemente era oito. (NETO, 2007).
No final da primeira década do século XX, graças aos esforços de J.J. Thomsom e de Richard Abegg a partir de suas teorias positivo-negativa, G. N. Lewis desenvolveu a sua Teoria da transferência parcial, incompleta dos elétrons, que foi a primeira para explicar as ligações covalentes, o compartilhamento de elétrons entre os átomos para atingir a estabilidade eletrônica rodeados por oito elétrons. Conhecida como “regra do octeto”, esta regra explica as valências de certo número de casos, mas, porém existem exceções à regra do octeto, como exemplo o átomo de hidrogênio e hélio que se estabiliza com apenas dois elétrons em sua camada mais externa. (KUZNETSOV, 980).
Exceções a esta regra como no caso de átomos de berílio e boro, que apresentam menos de quatro elétrons na última camada. Também a regra do octeto não é obedecida quando os átomos apresentam um nível eletrônico adicional com energia próxima do orbital, que pode receber elétrons e formar ligações. Moléculas com numero ímpar de elétrons, como o NO e o ClO2, nem
explica o 4paramagetismo do O2 com dois elétrons desemparelhados.
Entretanto, a própria regra do octeto é uma exceção, pois nos grupos 1 e 2 e do 13 ao 18, onde se situam os elementos químicos que podem completar os elétrons da última camada, com ligações atômicas envolvendo poucos elétrons, formando poucos compostos.
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2.8 TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA (VSEPR)
Sidgwick e Powell em 1940 fizeram uma revisão sobre as estruturas das moléculas conhecidas até então e sugeriram que a geometria poderia ser prevista utilizando-se o número de pares de elétrons na camada de valência do átomo central. Gillespie e Nyholm em 1957 repensaram a Teoria de Sidgwick e Powell, para a previsão da estruturas moleculares e dos ângulos de ligação a VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory).
Esta teoria consiste em determinar qual a orientação mais estável dos pares eletrônicos em volta de um átomo central em uma molécula, ou seja prevê a geometria da molécula, a teoria VSEPR é baseada em que os pares de elétrons da camada de valência, que estão carregados negativamente, permanecem separados, de modo a diminuir as energias de repulsões existentes. Esta teoria ampliou a teoria da ligação química de Lewis e adicionou as regras para explicar os ângulos de ligação entre o átomo central e os átomos ligantes. Para ter uma melhor explicação da VSEPR, para as determinações das geometrias moleculares utilizamos o modelo geral AXnEm, para a identificação do átomo central, dos pares isolados e os átomos ligantes. Onde A representa o átomo central, a letra X o átomo ligante e E um par isolado, o n e m são os índices que representa a quantidade de cada ligante e par isolado. Podemos exemplificar com a molécula do cloreto de berílio BeCl2, que contém um átomo central e dois átomos ligados e
nenhum par isolado, sendo uma espécie do tipo AX2. (KOTZ, 2005).
Observe que para poder decidir o arranjo eletrônico em uma molécula, foi determinado que a geometria dos pares de elétrons, sendo a geometria adotada por todos os pares de elétrons que cercam o átomo central e que a geometria molecular é o arranjo dos espaços do átomo central e dos átomos ligados diretamente a ele, ou seja, os pares isolados devem ser considerados mesmo não sendo incluído na descrição da forma da molécula ou do íon.
ligados ao átomo central de nitrogênio, e esperamos que a geometria fosse do tipo tetraédrico, mas a geometria molecular descrita é pirâmide trigonal.
2.9 TEORIA DA LIGAÇÃO DA VALÊNCIA TLV
O prêmio Nobel de Química de 1954 foi concedido as Linus Pauling, pela proposição de uma teoria, a partir de idéias da época já estudadas por Fritz London, a Teoria da Ligação da Valência (TLV), em que átomos com elétrons desemparelhados tendem a combinar-se com outros átomos que também tenham elétrons desemparelhados. Partindo da estrutura eletrônica em seu estado fundamental com o fornecimento de energia, passando para um estado de excitação, estes, tornando orbitais vazios possibilitando mais um número possível de ligações, ocorrendo à hibridização ou não dos orbitais que são combinações entre orbitais para predizer sua estrutura geométrica atômica. (MAHAN, 2002).
Nesta Teoria a TLV, trata os elétrons com localizações de espaço determinados, mas sabemos que não podemos determinar com precisão a localização de um elétron a partir dos princípios da dualidade onda-partícula.
Através das tentativas dos cientistas em explicar as propriedades atômicas, surgiu um modelo mecânico quântico do átomo, descrevendo os elétrons em volta do átomo como ondas. Passando de camadas para orbitais em volta do átomo, tendo os orbitais uma energia específica relacionada às forças eletrostáticas, ou seja, uma força de atração do núcleo atômico sobre os orbitais que contém os elétrons, o uma força de repulsão entre os elétrons nos orbitais.
A TLV descreve a ligação através da sobreposição de orbitais, quando os átomos se aproximam, ocorre uma atração do elétron de um átomo para a carga positiva no núcleo do outro átomo, até atingir a tração máxima permitida, ocasionando uma diminuição significativa da energia potencial do sistema.
A Figura 06 mostra como ocorre à sobreposição dos orbitais 1s de dois átomos em ligação.
Figura 06: A sobreposição dos orbitais 1s, em uma ligação entre dois átomos. Fonte: http://ube167.pop.com.br/repositorio/4488/meusite/fundamental/ligações_quimicas.
Htm
Neste caso onde está ocorrendo à sobreposição do orbital tipo 1s a probabilidade de se encontrar os elétrons está sobre os núcleos dos dois átomos.
Na figura 07, mostra a sobreposição de orbitais do tipo s e p que também podemos caracterizar como uma sobreposição simples.
Figura 07: Sobreposição dos orbitais s e p caracterizado como simples.
Fonte: http://ube167.pop.com.br/repositorio/4488/meusite/fundamental/ligações_quimicas. htm
Na Figura 08, mostra a sobreposição de orbital p no eixo y, formando a ligação do tipo Pi π.
Figura 08: sobreposição de orbital p no eixo y formando a ligação π.
Fonte: http://vsites.unb.br/iq/Kleber/cursosvirtuais/qq/aula-19/aula-19htm
2.10 HIDRIDIZAÇÃO DOS ORBITAIS
2.11 Teoria do Orbital Molecular TOM
A teoria do orbital molecular (TOM) introduzida por Mulliken e Hund, mostrou ser melhor para a descrição da ligação química, com relação à energia da ligação resolvendo as deficiências da teoria da TLV. Diferente da TLV que localiza os pares de elétrons nos orbitais a TOM sugere que as combinações dos orbitais atômicos, nos átomos que formam a molécula, combinam-se para formar orbitais deslocados, sobre os átomos formadores ou até mesmo sobre a molécula inteira, estes novos orbitais formados pela superposição, são chamados de orbitais moleculares.
A Teoria dos Orbitais Moleculares pode explicar a existência de compostos deficientes em elétrons e o paramagnetismo do oxigênio. De acordo com essa Teoria, existe a combinação de orbitais atômicos, quando os orbitais atômicos interferem construtivamente, formam-se orbitais ligantes, e quando interferem destrutivamente, formam orbitais antiligantes. “N” orbitais atômicos combina-se para formar “N” orbitais moleculares. As figuras 09 e 10 mostram a combinação dos orbitais atômicos formando orbitais moleculares. (ATKINS, et al, 2006).
A figura 09 orbital molecular ligante e a Figura 10 mostra a combinação dos orbitais atômicos formando orbitais moleculares anti-ligante.
Ligante
Figura 09: Orbital molecular ligante do tipo sigma.
Fonte: http://vsites.unb.br/iq/Kleber/cursosvirtuais/qq/aula-19/aula-19htm
Anti-ligante
O diagrama usual formado pela combinação de orbital ligante e antiligante, mostrado na figura 11.
Figura 11: Formação de orbitais moleculares ligantes e antiligantes pela adição e subtração de orbitais atômicos.
Fonte: http://zeus.qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/tom.pdf
A distribuição dos elétrons nos orbitais moleculares obedece aos mesmos princípios na distribuição dos orbitais atômicos, os princípios de Exclusão Pauli e a regra de Hund:
Na primeira regra do orbital molecular é que o mesmo número de orbitais moleculares OM formados é o mesmo de orbitais atômicos OA formadores fornecidos pelos átomos que se combinaram.
Na segunda regra é que o orbital molecular ligante OM tem nível mais baixo de energia do que os orbitais atômicos formadores. E o orbital antiligante tem nível mais elevado de energia.
Terceira regra, as distribuições dos elétrons na molécula partem dos orbitais de energia mais baixa até os de energia mais elevada segundo o principio de exclusão de Pauli e a regra de Hund.
A ordem destas ligações é definida como o número de pares de elétrons de ligação unindo a um par de elétrons.
Para tomar como exemplo, temos na Figura 12, o diagrama dos níveis de energia ou diagrama dos orbitais moleculares, para a combinação de dois átomos de hidrogênio para a formação do gás.
Figura 12: Diagrama do orbital molecular para o gás hidrogênio. Fonte: http://zeus.qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/tom.pdf
Essa Teoria também explica a ligação metálica, onde a ligação se dá quando metais, em grande número, estão juntos por um número também muito grande de elétrons, de forma que estes átomos estejam envolvidos nesse “mar de elétrons”, essa ligação é chamada de metálica. Os metais são formados por íons positivos empacotados, seguindo normalmente três tipos de arranjos: cúbico de face centrada; hexagonal compacto e o cúbico de corpo centrado.
3 FORÇAS INTERMOLECULARES
Um Físico Alemão chamado Johannes Diederik van der Waals (1837-1923), que ao reescrever a equação dos gases ideais, corrigindo a teoria cinética dos gases ideais aplicou na equação, índices referentes às forças atrativas e repulsivas entre as moléculas e também índice referente ao volume das moléculas gasosas. Estas forças constituintes dos gases chamadas de forças intermoleculares. São as ligações que existem entre as moléculas ou moléculas e íons, não são tão fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes. (MAHAN, et al, 2002).
São baseadas em várias atrações eletrostáticas que são mais fracas do que as forças entre íons com cargas opostas. Estas ligações intermoleculares são responsáveis pelas propriedades físicas das substâncias, sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas.
As forças de van der Waals, como também são conhecidas as ligações intermoleculares, podem constituir-se por três formas. Moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras como moléculas formadas por ligações covalentes polares, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo.
Na Figura 13, mostra a orientação de dois dipolos permanentes, a distorção na distribuição das cargas.
Na presença de moléculas que tem dipolos permanentes podem distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo as que não possuem dipolos, como as moléculas formadas por ligações covalentes apolar, através de uma polarização induzida. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo induzido.
Na Figura 14, exibe a formação das forças intermolecular em moléculas dipolo permanente e dipolo induzido.
Figura 14: a. Uma molécula polar (à esquerda) induz um dipolo numa molécula apolar (à direita). b. Entre estes surge interação responsável pela ligação (---).
Fonte: http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/index.htm
Na Figura 15, mostra como ocorre à formação das ligações intermoleculares entre moléculas apolares.
Figura 15: A, B e C moléculas apolares, em um dado instante a,b,c e d, forma-se um dipolo instantâneo.
Fonte: http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/index.htm
Outra ligação intermolecular que ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a átomos de Flúor ou oxigênio ou Nitrogênio, esta interação é chamada de ligações de hidrogênio, com átomos de O, N ou F de outras moléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares.
a b
Figura 16- Representação de ligações de hidrogénio (...) em a. H2O; b. H2O / NH3.
