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3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA

MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO

31

33.. CCOONNTTEEXXTTUUAALLIIZZAAÇÇÃÃOO CCIIEENNTTIIFFIICCOO--PPEEDDAAGGÓÓGGIICCAA DDAA

TTAABBEELLAA PPEERRIIÓÓDDIICCAA

33..11.. TTAABBEELLAA PPEERRIIÓÓDDIICCAA NNOO EENNSSIINNOO PPOORRTTUUGGUUÊÊSS

333...111...111... AAA TTTaaabbbeeelllaaa PPPeeerrriiióóódddiiicccaaa nnnooo CCCuuurrrrrrííícccuuulllooo PPPooorrrtttuuuggguuuêêêsss

Até há bem pouco tempo, o estudo da Química como disciplina curricular, iniciava-se

no 3º Ciclo do Ensino Básico, mais propriamente no 8º ano de escolaridade. Actualmente,

com as novas orientações que entraram em vigor no ano lectivo 2002/2003, o ensino da

Química inicia-se no 7º ano de escolaridade.

O ensino da Química é do âmbito da disciplina Ciências Físico-Químicas até ao 11º

ano. Nos 7º, 8º e 9º anos, compreendidos na escolaridade obrigatória, esta disciplina

curricular é leccionada a todos os alunos (M.E./DEB, 2001). Nos 10º e 11º anos, esta

disciplina curricular é leccionada só a alunos dos cursos de vertente científica.

A disciplina de Ciências Físico-Químicas engloba, ao longo dos referidos anos

lectivos, uma componente do ensino da Física e outra componente do ensino da Química.

No 12º ano existe uma disciplina específica, Química.

Segundo os anteriores programas, ainda em vigor aquando do início deste estudo2, no

8º ano eram abordados conceitos básicos como a classificação de materiais face à grande

variedade existente. Iniciava-se, portanto, a elaboração de esquemas organizativos perante

a diversidade do mundo material. No seguimento deste assunto, no 9º ano fazia-se a

classificação dos diversos sólidos e líquidos, seguida da organização dos diversos

elementos químicos que os constituem. Iniciava-se, assim, o estudo do sistema

organizativo por excelência – a Tabela Periódica. Era também feita uma breve abordagem

histórica sobre a evolução dos modelos organizativos dos elementos químicos ao longo do

tempo, como forma de contextualizar a actual organização da Tabela Periódica, que se

encontra desenvolvida na secção 3.2.1 deste trabalho. A unidade temática correspondente

intitulava-se “Organização dos Elementos Químicos como Resposta à Diversidade em

2 Foi no contexto do “antigo programa” que se realizou este estudo de impacto, cujo o seu desenvolvimento

será efectuado no capítulo 4.



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Química”. A abordagem a este nível prendia-se essencialmente com a classificação de

substâncias elementares, com base na investigação de semelhanças e diferenças entre as

propriedades físicas e químicas dos elementos que as constituem, nomeadamente,

elementos representativos. A este propósito, desenvolveram-se, na secção 3.2.4, alguns

aspectos relevantes dos elementos representativos que foram abordados com os alunos em

estudo. A referida classificação das substâncias elementares, era feita em classes,

distinguindo-se metais, metalóides e não metais. Também se especificam algumas famílias

de elementos, como os metais alcalinos e alcalino-terrosos, os halogéneos e os gases

nobres. Nesta unidade temática também se abordava a relação da organização da Tabela

Periódica, em grupos e períodos, com a variação do número atómico e com a tendência de

alguns elementos para formar determinados iões. Para além disso, o estudo da Tabela

Periódica passava também pela exploração da periodicidade de algumas propriedades ao

longo dos grupos e dos períodos, nomeadamente, a variação do tamanho dos átomos, com

base no raio atómico, para os elementos com número atómico menor que vinte (M.E.,

1999).

A exploração da Tabela Periódica só era feita novamente no 11º ano, com a abordagem

à periodicidade de algumas propriedades físicas, explorando-se conteúdos como os

descritos na secção 3.2.3 deste trabalho. Como seguimento do que fora abordado no 3º

Ciclo, um aluno do 11º ano iria estudar a configuração electrónica dos átomos e dos

respectivos iões, bem como a variação da energia de ionização ao longo dos grupos e

períodos, relacionando esta matéria com conceitos já abordados no 9ºAno (M.E.1995).

Segundo as novas orientações curriculares para o 3º ciclo do Ensino Básico

(M.E./DEB, 2001), já em vigor no ano 2002/2003, o ensino da componente de Química na

disciplina de Ciências Físico-Químicas prende-se com o estudo do funcionamento e

estrutura da Terra, numa perspectiva de relacionamento com a ciência, tecnologia,

ambiente e sociedade. (ver Figura 3.1).



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Figura 3.1 – Esquema organizador dos quatro temas do 3º Ciclo do Ensino Básico

Esta reforma no Ensino Básico contempla os temas “Terra em Transformação” e

“Terra no Espaço”. São apresentados mais dois temas de base para este ciclo. O estudo da

Tabela Periódica encontra-se englobado no tema “Viver Melhor na Terra”, previsto para o

final do 3º ciclo. Neste tema é englobado um capítulo respectivo à classificação dos

materiais, comuns a programas anteriores, distinguindo-se famílias de elementos com base

nas semelhanças e diferenças das suas propriedades físicas e químicas. É dada maior

ênfase à ocorrência (natural ou artificial) dos elementos químicos, suas aplicações usuais e

data de descoberta. Depois de compreendida a organização da Tabela Periódica, esta é

utilizada para identificar elementos naturais e elementos sintéticos e de que forma estes

possibilitam o avanço da ciência e da sociedade. É ainda mencionado o modo como os

seres vivos utilizaram os diferentes materiais ao longo do tempo. Nesta nova proposta

valoriza-se a interdisciplinaridade, em especial com a disciplina de Ciências Naturais, com

a qual se realça a transversalidade de conhecimentos e competências.

Está prestes a ser implantada uma nova reforma no Ensino Secundário ao nível dos 10º

e 11º anos, cujas orientações e programas estão já homologados desde Março de 2000.

Nesta reforma contempla-se a disciplina de “Física e Química A” para ambos os anos, a

qual mantém as componentes de Física e de Química. Esta disciplina dá continuidade à



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disciplina do 3º Ciclo do Ensino Básico, e visa o aprofundamento dos conhecimentos

relativos às duas Ciências que engloba.

No que se refere ao 10º ano, esta disciplina apresenta um módulo inicial, onde se faz

uma pequena consolidação e sistematização dos saberes mais relevantes a este nível,

seguindo-se duas unidades temáticas, para cada uma das componentes. Esta nova proposta

dá maior incremento à relação Sociedade-Tecnologia-Ambiente-Conhecimento científico.

Por essa razão, a componente experimental adquire maior relevância que na proposta

anterior, o que se enquadra curricularmente com o desaparecimento das disciplinas de

Técnicas Laboratoriais de Química e Técnicas Laboratoriais de Física.

O estudo da Tabela Periódica é apresentado logo no módulo inicial da componente de

Química: “Materiais: diversidade e constituição”. Neste módulo, revê-se a organização dos

elementos químicos segundo a ordem crescente de número atómico, nos diferentes grupos

e períodos da Tabela Periódica. Este assunto é retomado na unidade seguinte: “Das

Estrelas ao Átomo”. Esta unidade temática, de acordo com o estabelecido pelo Ministério

da Educação, apresenta a organização de conceitos, representada na Figura 3.2.

O estudo da Tabela Periódica inicia-se pela sua organização nos blocos s, p, d, e f, onde

a posição dos elementos dentro de cada bloco é relacionada com as respectivas

configurações electrónicas. São também abordadas as propriedades físicas dos elementos,

nomeadamente, a variação do raio atómico e da energia de ionização ao longo dos períodos

e grupos. Algumas das propriedades dos elementos são relacionadas com características

das substâncias elementares. No final, faz-se uma breve referência à história da Tabela

Periódica, como forma de mostrar a evolução da organização dos elementos químicos ao

longo dos tempos (M.E./DES, 2001).



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Figura 3.2 – Esquema da organização de conceitos para a unidade 1, retirado do programa de 10º ano do

Ministério da Educação

No 11º ano não se prevê qualquer referência à Tabela Periódica, que só será retomada

no ano seguinte, na disciplina opcional de Química do 12º ano (M.E./DES, 2003).

Não se conhece ainda a nova proposta para o 12º ano, mas se for semelhante à já

existente, haverá uma unidade temática intitulada “Progredindo no estudo da estrutura de

átomos e moléculas”, onde se começa por proporcionar uma visão mecânico-quântica do

átomo de Hidrogénio. De seguida, relaciona-se as configurações electrónicas de átomos

polielectrónicos com as suas propriedades periódicas. A este nível, é explorada e

relacionada a periodicidade das propriedades físicas dos elementos, bem como a existência



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de blocos s, p e d relacionados com a configuração electrónica e as propriedades

características dos elementos de cada bloco (M.E., 1995). Os conceitos abordados a este

nível incluem-se na secção 3.2.3 deste trabalho, à excepção dos elementos dos blocos d e f,

uma vez que se encontram fora do âmbito do Ensino Básico.

333...111...222... AAAlllggguuummmaaasss rrreeefffllleeexxxõõõeeesss cccrrrííítttiiicccaaasss

As sucessivas reflexões que se tem vindo a fazer sobre o “Estado do Ensino”, a nível

internacional, têm dirigido o ensino das ciências para aspectos sociais, tecnológicos e,

ultimamente, ambientais. A partir da década de oitenta, o conhecimento científico foi

deixando de ser um conjunto de conceitos e teorias, mas um saber necessário para

compreender o meio onde se está inserido.

Verifica-se actualmente uma tendência para que o ensino seja direccionado para o

desenvolvimento de competências que possibilitem ao aluno a sua auto-formação e

promovam a sua versatilidade e capacidade de resolução de problemas. Esta visão do

ensino implica a concepção de currículos mais abrangentes, associada à valorização de

uma gestão curricular mais flexível e adequada a cada contexto. Tal perspectiva já se

encontra aplicada no 3º Ciclo do Ensino Básico, mais precisamente no 7º ano de

escolaridade, onde se definem competências a nível de ciclo, em vez de objectivos a nível

de ano lectivo. A possibilidade de uma gestão flexível e contextualizada proporciona, quer

a professores, quer a alunos, um ritmo de ensino/aprendizagem mais adequado às

necessidades de cada um. Por outro lado, conduz a um maior interesse na execução de

tarefas e no melhoramento da cultura científica.

Neste contexto, a exploração da Tabela Periódica também poderá ser beneficiada, na

medida em que a sua abordagem não é feita de modo abstracto, mas como uma

apresentação e organização dos diversos elementos essenciais à vida e à evolução da

sociedade. Uma abordagem geral da Tabela Periódica, como a que se apresenta na secção

seguinte, poderá ir de encontro a esta melhor articulação entre o ensino da Química e o

mundo que nos rodeia. É necessário que a abordagem deste tema se prenda mais com os

interesses dos alunos e o desenvolvimento de competências para a sua participação activa

em sociedade. A introdução, no ensino português, de novas tecnologias de informação e

comunicação irá abrir outras perspectivas, quer para alunos, quer para os professores, e



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promover a interdisciplinaridade. Adicionalmente, facilitará a pesquisa individual de

informação, e a comunicação entre todos. No entanto, para que esta pesquisa e

comunicação entre todos seja a mais proveitosa possível, é necessário que exista rigor

científico.

Sejam quais forem as reformas implementadas, o professor terá sempre um papel

preponderante no ensino. Se o conhecimento do professor não for abrangente e não tiver

bases científicas sólidas, não será possível contribuir para o crescimento do conhecimento

científico de alguém. Não será um bom orientador de pesquisa de informação, com a

utilização das novas tecnologias de informação, pois não será capaz de escolher material

com validade científica nem de estabelecer o elo de ligação entre os níveis de

conhecimento. Desta forma, e porque este estudo tem como tema de base a Tabela

Periódica, serão apresentados alguns conteúdos importantes para quem cria materiais

didácticos e para quem os utiliza no ensino.

33..22.. PPRROOPPRRIIEEDDAADDEESS PPEERRIIÓÓDDIICCAASS EE TTAABBEELLAA PPEERRIIÓÓDDIICCAA

Nesta secção serão abordados conceitos inerentes ao ensino da Tabela Periódica.

Trata-se de um pequeno resumo dos aspectos mais importantes que estiveram presentes na

abordagem feita pela investigadora, quer na elaboração do “Roteiro para a Tabela

Periódica na Internet”, quer para a preparação do desenvolvimento das aulas.

O grau de aprofundamento da contextualização científica da Tabela Periódica,

extravasa a abordagem efectuada para o Ensino Básico. No entanto, é muito importante

que o professor faça sempre este tipo de abordagem prévia, para que não comprometa

posteriores aprendizagens dos alunos.

333...222...111... BBBrrreeevvveee hhhiiissstttóóórrriiiaaa sssooobbbrrreee aaa ooorrrgggaaannniiizzzaaaçççãããooo dddooosss eeellleeemmmeeennntttooosss

qqquuuííímmmiiicccooosss

Como qualquer outro tema, o estudo da Tabela Periódica não pode ser apresentado

como um conhecimento estanque, que surge “do nada”. A contextualização histórica da



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Tabela Periódica é importante, pois pode contribuir para a compreensão da sua própria

organização e para estimular a criatividade para outras formas de organizar os elementos

químicos. Desta forma previne-se que os alunos adquiram a ideia errada de que, o facto de

um elemento químico se encontrar numa determinada família, é uma propriedade física ou

química desse elemento (ZVI, 1998). Talvez por isso a abordagem deste tema esteja

sempre presente no ensino português.

Mais de metade dos elementos químicos hoje conhecidos foi descoberta entre 1800 e

1900 (CHANG, 1994). Face à elevada variedade desses elementos e às semelhanças

encontradas entre alguns deles, houve necessidade de os agrupar e os organizar.

No séc. XIX, os químicos idealizaram uma Tabela Periódica com base no

conhecimento das massas atómicas. Em 1864, o químico inglês John Newlands reparou

que, quando os elementos eram dispostos segundo a sua massa atómica, cada oitavo

elemento apresentava propriedades semelhantes. A este facto chamou-lhe a lei das oitavas.

No entanto, verificou-se que esta “lei” só se aplicava aos elementos com massa atómica

inferior à do cálcio, e por isso a “lei das oitavas” não foi aceite pela comunidade científica

(CHANG, 1994).

Só em 1869 é que o russo Dimitri Mendeleev apresentou uma Tabela Periódica onde os

elementos eram agrupados segundo a periodicidade das suas propriedades (Figura 3.3).

Esta tabela representou um enorme avanço na organização dos elementos, consistindo num

agrupamento mais sistemático dos mesmos. A forma como estava organizada a Tabela

Periódica de Mendeleev permitia prever a existência de propriedades de novos elementos

ainda por descobrir (CHANG, 1994).

Apesar do seu sucesso, as primeiras versões da Tabela de Mendeleev tinham algumas

inconsistências, devido ao facto de os elementos estarem colocados por ordem crescente de

massa atómica. Um exemplo disso era o caso do árgon, que aparecia na posição ocupada

pelo potássio na Tabela Periódica Moderna (CHANG, 1994).

Em 1913, o físico inglês Henry Moseley descobriu que eram emitidos raios X quando

se fazia colidir electrões de alta energia contra um alvo de um dado elemento. Verificou

ainda que as frequências dos raios X poderiam ser relacionadas com o número atómico do

elemento em causa, através da relação:

)( bZa −=ν (3.1)



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onde ν é a frequência da radiação, Z é o número atómico, a e b são constantes com o

mesmo valor para todos os elementos.

Figura 3.3 – Tabela Periódica de Mendeleev construída num prédio onde viveu,

em Sampetersburgo.

Com base nisto, Moseley descobriu que, apesar de o aumento do número atómico

corresponder, em geral, a um aumento da massa atómica, ocorriam algumas excepções.

Desta forma, faria mais sentido a ordenação dos elementos químicos por ordem crescente

de números atómicos. Assim, por exemplo, o árgon, com o número atómico (Z) 18, deveria

aparecer na Tabela Periódica antes do potássio, com número atómico 19 (CHANG, 1994).

A Tabela Periódica Moderna está organizada não só pelo crescente número atómico,

como também de acordo com a periodicidade das propriedades dos elementos químicos.

Dada a importância do conhecimento destes aspectos históricos sobre a evolução da

Tabela Periódica, as primeiras questões do roteiro foram dirigidas neste sentido (anexo I).

333...222...222... OOOrrrgggaaannniiizzzaaaçççãããooo dddaaa TTTaaabbbeeelllaaa PPPeeerrriiióóódddiiicccaaa

A Tabela Periódica é um bom instrumento de trabalho para qualquer químico. Após a

compreensão da sua organização, é possível retirar inúmeras informações e prever

facilmente algumas propriedades dos elementos. Assim, o ensino da Tabela Periódica não

pode deixar de se iniciar pelo estudo da sua organização. Por essa razão este estudo foi

abordado no 3º Ciclo do Ensino Básico, no âmbito do presente trabalho tendo-se dado

especial relevância aos aspectos a seguir descritos.



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Os elementos químicos podem ser classificados em três categorias: os metais, situados

na parte esquerda da Tabela Periódica, os não metais, situados na parte superior direita da

Tabela Periódica, e os semi-metais ou metalóides, que se encontram entre os metais e os

não metais, como se pode ver na Figura 3.4.

Não metais Metais Semi-metais

Figura 3.4 – Categorias dos elementos químicos na Tabela Periódica.

Os metais apresentam algumas propriedades semelhantes entre si, como o brilho

metálico, a boa condutividade eléctrica e térmica, a maleabilidade e a ductilidade, sendo

todos sólidos à temperatura e pressão atmosféricas (com excepção do mercúrio). Em

contraste, os não metais não são bons condutores eléctricos nem térmicos, não apresentam

brilho e podem ser líquidos, gasosos ou sólidos à temperatura ambiente e à pressão normal.

Por fim, os semi-metais partilham o aspecto e algumas propriedades com os metais, mas

apresentam um comportamento químico mais próximo do exibido pelos não metais

(ATKINS 2001).

A divisão dos elementos químicos nestas três categorias foi igualmente explorada no

roteiro, mais precisamente nas questões dos pontos 11º e 12º (anexo I).

As colunas verticais da Tabela Periódica são designadas por grupos e identificam as

principais famílias de elementos que partilham propriedades químicas semelhantes. Os

grupos da Tabela Periódica apresentam-se numerados de 1 a 18, da esquerda para a direita,

de acordo com a convenção da IUPAC (Figura 3.5). O número do grupo indica o número

de electrões de valência dos elementos desse grupo. Existem duas convenções adicionais,



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actualmente menos usadas: a convenção europeia e a convenção americana (Figura 3.5).

Neste trabalho, sempre que houver referência a um determinado grupo ou família de

elementos da Tabela Periódica, será utilizada a nomenclatura da IUPAC, tal como se fez

nas aulas que serviram de base a este trabalho.

IUPAC 1 18

Europeia 1A 2 13 14 15 16 17 0 Americana 1A 2A 3B 4B 5B 6B 7B 8A

H 2A 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3A 4A 5A 6A 7A He

Li Be 3A 4A 5A 6A 7A 8A 1B 2B B C N O F Ne

Na Mg 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rd Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt 110 111 112

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Figura 3.5 – Tabela Periódica com as designações dos grupos, segundo as três convenções existentes: IUPAC, europeia e americana.

As linhas horizontais são chamadas períodos e estão numeradas de 1 até 7, no sentido

descendente (ATKINS 2001). Esta numeração indica-nos o último nível energético

correspondente ao número quântico principal n ocupado pelos electrões de valência dos

elementos do período. A organização da Tabela Periódica em grupos e períodos torna-se

mais perceptível para os alunos através das questões do 11º ponto, no roteiro (anexo I).

Para uma melhor compreensão da organização da Tabela Periódica, é necessário ter em

conta a configuração electrónica dos elementos. A Tabela está dividida em 4 blocos, s, p, d

e f, de acordo com o tipo de orbital atómica ocupada pelos electrões de valência (ATKINS

2001) (Figura 3.6).



42

Bloco s Bloco d Bloco p

1s 2s

2p

3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s 6d

6f 7f

Bloco f

Figura 3.6 – A designação dos diferentes blocos da Tabela Periódica com base no preenchimento das

orbitais atómicas, ocupadas pelos electrões de valência de cada elemento químico.

Existem, no entanto, duas excepções às regras da organização da Tabela Periódica

atrás descritas, nomeadamente, nos casos do hélio e do hidrogénio. Pela sua configuração

electrónica, o hélio deveria pertencer ao bloco s, mas as suas propriedades são semelhantes

às de um gás nobre, e não às de um metal. Tal deve-se ao facto de o hélio apresentar o

último nível de energia completamente preenchido, pelo que a sua inclusão na família dos

gases nobres (grupo 18) é mais adequada (ATKINS 2001).

O hidrogénio ocupa uma posição única na Tabela Periódica. Como apresenta um único

electrão, o que lhe confere uma configuração electrónica 1s1, poderia ser considerado como

um elemento do grupo 1 (metais alcalinos), caracterizado pela configuração de valência

ns1. Por outro lado, basta-lhe captar um electrão para adquirir a configuração de gás nobre,

característica que partilha com os elementos do grupo 17 (halogéneos). Contudo, o

hidrogénio tem propriedades distintas das dos metais alcalinos e dos halogéneos, pelo que

não pode ser associado a nenhuma destas famílias (ATKINS 2001).

Os elementos dos blocos s e p são designados como elementos representativos e têm

orbitais s ou p parcialmente ocupadas, com excepção da família dos gases nobres (grupo

18).

Os elementos dos blocos d e f são designados de metais de transição e apresentam

orbitais d e f, respectivamente, ocupadas pelos seus electrões de valência. Os elementos do

bloco f pertencem às famílias dos lantanídeos (do sexto período) ou dos actinídeos (do

sétimo período).



43

333...222...333... AAA pppeeerrriiiooodddiiiccciiidddaaadddeee dddaaasss ppprrroooppprrriiieeedddaaadddeeesss fffííísssiiicccaaasss

Para a compreensão de algumas propriedades físicas e químicas dos elementos

abordadas nas aulas, é necessário um conhecimento prévio dos aspectos seguintes, apesar

de nem todos eles serem abordados no Ensino Básico, como já foi referido anteriormente.

A periodicidade que se verifica nas propriedades dos elementos químicos pode ser

facilmente compreendida quando se analisam as configurações electrónicas. Elementos que

partilhem o mesmo número de níveis energéticos preenchidos, ou o mesmo número de

electrões de valência, apresentarão similaridades. Estas correlações permitem prever

algumas das propriedades físicas e químicas dos elementos com base nas suas

configurações electrónicas (RUSSELL, 1996).

A presença de electrões em camadas interiores reduz a atracção electrostática entre os

protões do núcleo e os electrões mais externos. Além disso, as forças repulsivas entre os

electrões num átomo polielectrónico reduzem ainda mais a força atractiva exercida pelo

núcleo. Desta forma, a carga efectiva do núcleo é menor que a carga nuclear real, tal como

se pode observar através da expressão do seu cálculo:

σ−= ZZef (3.2)

onde Z é a carga nuclear real (igual em valor absoluto ao número atómico) e σ é a

chamada constante de blindagem (CHANG, 1994).

Este efeito de blindagem, que os electrões exercem uns sobre os outros, é maior quando

exercido pelas camadas interiores sobre as externas, em comparação com a situação de

blindagem mútua entre electrões de valência.

Na Tabela Periódica, a carga nuclear efectiva aumenta da esquerda para a direita, ao

longo do período, e diminui ao longo do grupo, ou seja, à medida que os electrões vão

ocupando níveis de número quântico principal mais elevado (Figura 3.7). O aumento da

carga nuclear efectiva implica uma maior atracção dos electrões pelo núcleo e, como

resultado, os átomos tornam-se mais compactos (ATKINS 2001).



44

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar0

1

2

3

4

5

6

7

Car

ga n

ucle

ar e

fect

iva,

Z ef

1

Número atómico, Z

Figura 3.7 – Variação da carga nuclear efectiva com o número atómico.

A carga nuclear efectiva exercida sobre os electrões de valência de um elemento

reflecte-se nas propriedades deste, como sejam o tamanho dos seus átomos ou a sua

tendência para formar de iões ou estabelecerem ligações químicas (CHANG, 1994).

Existem cinco propriedades principais que caracterizam os elementos: raio atómico,

energia de ionização, afinidade electrónica e electronegatividade. Todas estas propriedades

podem ser relacionadas com a carga nuclear efectiva exercida sobre os electrões de

valência (ATKINS 2001).

Dessas propriedades, apenas as que a seguir se descrevem se relacionam com

conteúdos abordados no ensino da Tabela Periódica, ao nível do 3º Ciclo do Ensino

Básico.

VVVaaarrriiiaaaçççãããooo dddooo rrraaaiiiooo aaatttóóómmmiiicccooo Como a nuvem electrónica não corresponde a um volume espacial de barreiras exactas,

não se pode definir o “raio de um átomo”. No entanto, quando os átomos se agregam,

pode-se definir o raio atómico como metade da distância média entre os núcleos de dois

átomos vizinhos.

Nos metais, o raio atómico é designado por raio metálico, ao passo que nos não metais

é traduzido pela metade da distância média entre os núcleos de dois átomos ligados por

ligação covalente, sendo por isso chamado raio covalente. No caso particular dos gases

nobres, o raio atómico corresponde a metade da distância média entre os núcleos de dois



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átomos vizinhos quando o gás está solidificado, tomando o nome de raio de van der

Waals. (ATKINS 2001)

O raio atómico diminui ao longo do período e aumenta ao longo do grupo, com

pouquíssimas excepções (Figura 3.8). Ao longo do período, as camadas interiores mantêm

o mesmo número de electrões e a carga nuclear aumenta progressivamente. Como os

electrões externos não exercem grande efeito de blindagem entre si, a carga nuclear

efectiva vai aumentando, o que implica uma diminuição progressiva do raio atómico. Ao

longo do grupo, o número quântico principal aumenta, ou seja, aumenta o número de

camadas interiores. Assim, o efeito de blindagem dessas camadas sobre os electrões de

valência vai crescendo ao longo do grupo, o que faz diminuir fortemente a carga nuclear

efectiva, aumentando o raio atómico.

Figura 3.8 – Raio atómico dos elementos representativos.

(figura retirada de ATKINS, 2001)

No sentido de sensibilizar os alunos para estes aspectos, foram elaboradas as questões

que constam do ponto 13º do roteiro de exploração utilizado nas aulas. Estas questões

foram formuladas com o intuito de conduzir os alunos a descobrirem, por si sós, como

varia o raio atómico ao longo dos grupos e períodos da Tabela Periódica.

Também se pode definir o conceito de raio iónico, com base na distância entre os iões

vizinhos num sólido iónico (Figura 3.9). A distância entre os centros do anião e do catião

seu vizinho não é mais do que a soma dos dois raios iónicos. Na prática, calcula-se o raio



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de um catião tomando-se o seu óxido como referência e subtraindo, à distância entre os

centros dos dois iões, o raio iónico do anião óxido (que se assume igual a 140 pm)

(ATKINS 2001).

Figura 3.9 – Distância média entre um catião e um anião.

(figura retirada de ATKINS, 2001)

Não é surpreendente que o raio iónico de um catião seja menor que o raio do

correspondente átomo neutro (Figura 3.10), uma vez que a formação do catião implica a

perda de um ou mais electrões de valência, com consequente aumento da carga nuclear

efectiva exercida sobre a camada de valência. (ATKINS 2001).

Figura 3.10 – Tamanho relativo de alguns catiões.

Em contrapartida, o raio iónico de um anião é logicamente maior que o raio atómico do

elemento correspondente (Figura 3.11), já que a formação do anião implica o aumento do

número de electrões na camada de valência, o que passará a sentir uma a carga nuclear

efectiva menor (ATKINS 2001).



47

Figura 3.11 – Tamanho relativo de alguns aniões

É evidente que, pelas razões atrás apontadas, o raio iónico varia da mesma forma que o

raio atómico ao longo da Tabela Periódica.

Tal como o conceito de raio iónico, os conceitos de energia de ionização e afinidade

electrónica, apresentados em seguida, não fazem parte dos conteúdos programáticos

correspondentes ao Ensino Básico. No entanto, é importante que os docentes tenham estes

conceitos presentes, de forma a orientar as suas abordagens aos programas do Ensino

Básico. Esta orientação deverá ser tal que o que é aprendido pelos alunos evolua natural e

logicamente quando estes transitem para o Ensino Secundário. Por outro lado, deve ser

constante a preocupação do professor em transmitir conhecimentos de uma forma que não

entre em conflito com futuras aprendizagens a nível mais avançado.

VVVaaarrriiiaaaçççãããooo dddaaa eeennneeerrrgggiiiaaa dddeee iiiooonnniiizzzaaaçççãããooo A energia de ionização de um elemento é a energia envolvida na remoção um electrão

de valência de um átomo do elemento na fase gasosa, sendo este processo sempre

endotérmico. A primeira energia de ionização (I1) corresponde à energia necessária para

remover o primeiro electrão de valência do átomo. A segunda energia de ionização (I2)

corresponde à remoção adicional de um segundo electrão. Vejamos, por exemplo o que se

passa com o átomo de cobre (ATKINS 2001):

Cu (g) Cu+ (g) + e- I1 = 785 kJ.mol-1

Cu+ (g) Cu2+ (g) + e- I2 = 19555 kJ.mol-1



48

Como se pode ver, a segunda energia de ionização (I2) é superior à primeira (I1), pois

traduz a energia necessária para remover um electrão do catião formado após a remoção do

primeiro electrão.

Salvo algumas excepções, as energias de ionização dos elementos químicos aumentam

ao longo do período e diminuem ao longo do grupo (Figura 3.12). Esta variação está

directamente relacionada com a variação da carga nuclear efectiva ao longo da Tabela

Periódica.

He

H

LiB

BeC

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

PS

Cl

Ar

Ca

K

0

500

1000

1500

2000

2500

1 6 11 16

Número atómico Z

Prim

eira

ene

rgia

de

ioni

zaçã

o (k

J/m

ol)

Figura 3.12 – Energia de ionização dos 20 primeiros elementos da Tabela Periódica.

Verificam-se algumas irregularidades nas tendências da primeira energia de ionização.

Estas ocorrem quando se compara elementos dos grupos 12 e 13 (ex. berílio e boro ou

magnésio e alumínio) e, também, quando se compara elementos dos grupos 15 e 16 (ex.

azoto e oxigénio ou fósforo e enxofre), verificando-se que as energias de ionização

diminuem em vez de aumentarem. No primeiro caso, os elementos do grupo 13 têm um

único electrão nas orbitais de valência np, o qual se encontra fortemente blindado pelos

electrões das orbitais interiores ns, logo fracamente atraído pelo núcleo. No caso dos

elementos do grupo 16, os quatro electrões de valência estão distribuídos pelas orbitais np

de acordo com a regra de Hund3. Isto implica que dois destes electrões estão emparelhados,

3 A regra de Hund estabelece que o arranjo mais estável dos electrões em subníveis das orbitais atómicas, é

aquele que contém maior número de spins paralelos (CHANG, 1994).



49

o que aumenta a repulsão entre eles e, consequentemente, diminui a carga nuclear efectiva

exercida sobre eles. Desta forma, estes elementos apresentam energias de ionização

menores do que os elementos do grupo anterior (15), em que os três electrões de valência

estão desemparelhados nas três orbitais np (CHANG, 1994).

Os metais têm energias de ionização relativamente baixas, o que explica o facto de

aparecerem frequentemente na forma catiónica.

No caso dos metais alcalinos, as baixas energias de ionização, devem-se à configuração

de valência ns1, estando o electrão np1 fortemente blindado pelas camadas anteriores

totalmente preenchidas. Os metais alcalino-terrosos têm a primeira energia de ionização

maior que os metais alcalinos, uma vez que a carga nuclear efectiva é maior, naqueles do

que nestes.

Tal como já foi referido, a segunda energia de ionização é sempre maior que a

primeira. Para o grupo 1, a segunda energia de ionização é consideravelmente maior que a

primeira energia de ionização. Isto deve-se novamente à configuração de valência dos

elementos deste grupo, que implica que o segundo electrão, a ser removido, pertença a uma

camada mais interna e mais próxima do núcleo, onde se exerce uma forte carga nuclear

efectiva. Para elementos do grupo 2, as duas energias de ionização têm valores mais

próximos entre si, uma vez que o segundo electrão a ser removido pertence à mesma

camada da qual se remove o primeiro. O mesmo tipo de raciocínio aplica-se no estudo da

variação entre a primeira e segunda energias de ionização para os restantes grupos da

Tabela Periódica.

AAAfffiiinnniiidddaaadddeee eeellleeeccctttrrróóónnniiicccaaa A afinidade electrónica, Eae, traduz a quantidade de energia envolvida na adição de um

electrão a um átomo na fase gasosa. Esta energia é calculada através da diferença entre a

energia do átomo neutro e a energia do anião (ATKINS 2001):

Eae = E (X) – E (X -) (3.3)

Onde E (X) é a energia do átomo X em fase gasosa e E (X -) é energia do anião em fase

gasosa.



50

A afinidade electrónica aumenta ao longo do período, uma vez que o raio atómico vai

diminuindo e a atracção nuclear sobre a camada de valência aumenta. Ao longo do grupo,

a afinidade electrónica vai diminuindo, uma vez que os electrões de valência vão ficando

mais afastados do núcleo e as forças atractivas vão sendo menores (Figura 3.13).

Figura 3.13 – Afinidade electrónica dos primeiros 20 elementos da Tabela Periódica.

Desta forma, os elementos da parte superior direita da Tabela Periódica, à excepção

dos gases nobres, são os que têm maior afinidade electrónica. Nestes átomos, o electrão

que é adicionado ocupa as orbitais p que se encontram relativamente próximas do núcleo e

sobre as quais se exerce uma elevada carga nuclear efectiva.

Os elementos do grupo 17 podem adquirir um electrão com libertação de energia (Eae

negativa) e os do grupo 16 podem aceitar dois electrões de forma a completarem a última

camada.

No caso dos gases nobres, a afinidade electrónica é positiva, ou seja, é necessário

fornecer energia ao átomo para que este capte um electrão, uma vez que este electrão

adicional terá de ocupar uma orbital completamente vazia e afastada do núcleo.



51

333...222...444... AAAlllggguuummmaaasss pppaaarrrtttiiicccuuulllaaarrriiidddaaadddeeesss eee iiimmmpppooorrrtttââânnnccciiiaaa dddooosss eeellleeemmmeeennntttooosss

dddooosss rrreeeppprrreeessseeennntttaaatttiiivvvooosss

O ensino da Tabela Periódica, ao nível do Ensino Básico, passa pela descrição das

propriedades químicas que caracterizam as várias famílias dos elementos representativos.

No ensino, a este nível, existe uma preocupação especial em reportar o aluno à importância

desses elementos no mundo que os rodeia. Assim, tal como aconteceu na secção anterior,

serão abordadas características de alguns elementos representativos. A nível do Ensino

Básico, esta abordagem faz-se com base na caracterização das famílias.

No entanto, os elementos representativos podem ser abordados em primeiro lugar por

blocos e, dentro destes, por famílias. Foi esta abordagem seguida pela autora no presente

trabalho, por questões de organização do texto.

Os aspectos a seguir descritos foram fundamentais na construção do roteiro e dos jogos

(secção 4.3), e o seu estudo proporcionou à autora uma boa capacidade de resposta no

decorrer das aulas.

EEEllleeemmmeeennntttooosss rrreeeppprrreeessseeennntttaaatttiiivvvooosss::: BBBlllooocccooo sss Os elementos do bloco s incluem-se nos grupos 1 e 2 da Tabela Periódica. Tanto os

metais alcalinos como os metais alcalino-terrosos, partilham a facilidade com que reagem

com a água e com o oxigénio. No entanto, as duas famílias apresentam comportamentos

um pouco diferentes entre si. Como são elementos pouco estáveis e de baixa energia de

ionização, ligam-se facilmente a outros elementos de elevada afinidade electrónica,

principalmente através de ligações iónicas. Como tal, na sua maioria apresentam-se na

natureza sob a forma de sais minerais.

Os elementos do grupo 1, ou metais alcalinos, reagem violentamente com a água

originando hidróxidos metálicos e hidrogénio. (ex. reacção do sódio com a água).

2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)



52

O vigor desta reacção química aumenta ao longo do grupo, sendo suficientemente

violenta para inflamar o hidrogénio no caso do potássio, e chegando a ser explosiva nos

casos do césio e do rubídio (ATKINS 2001).

Todos os elementos do grupo 1 são macios e apresentam brilho metálico. Como só têm

um electrão de valência e as suas ligações metálicas são fracas, apresentam baixos pontos

de fusão (que vão diminuindo ao longo do grupo). Como formam a maior parte dos seus

compostos na forma iónica, os metais alcalinos representam excelentes redutores. Este

poder redutor é usado comercialmente na extracção de alguns metais de transição que, de

outro modo, seriam difíceis de obter. Por exemplo, utiliza-se sódio fundido para se obter

zircónio e titânio a partir de cloreto de titânio:

TiCl4 (g) + 4 Na (l) → 4 NaCl (aq) + Ti (s)

Os catiões dos metais alcalinos tendem a formar compostos mais estáveis com aniões

do mesmo tamanho, reagindo com quase todos os não metais, à excepção dos gases nobres

(ATKINS 2001).

O lítio apresenta algumas diferenças em relação aos outros elementos do grupo, devido

ao pequeno tamanho do seu catião Li+, que lhe confere um forte poder polarizador e uma

maior tendência a formar ligações covalentes (ATKINS 2001).

A utilização dos metais alcalinos é bastante diversificada: o lítio, por exemplo, é

utilizado em lubrificantes, cerâmica e medicina. O sódio é usado em processos de

produção electroquímica e o potássio, por seu turno, é incorporado em fertilizantes para a

agricultura.

Os metais alcalino-terrosos, do grupo 2, reagem igualmente com a água (formando

hidróxidos), e com o oxigénio (formando óxidos). De entre os metais alcalino-terrosos

destacam-se os três primeiros: berílio, magnésio e cálcio, pelas suas aplicações no

quotidiano, e pela sua importância na Vida.

Grande parte do berílio existente na Terra está combinado com átomos de silício e

alumínio, sob a forma do mineral berilo (Be3Al2(Si6O18)). Na sua forma pura, este silicato

de berílio-alumínio aparece nas formas de água-marinha e de esmeralda. O pequeno

número de electrões do berílio torna-o transparente aos raios X, pelo que se utiliza em



53

janelas de tubos desta radiação. É também utilizado na construção de mísseis e satélites,

devido à sua baixa densidade. Quando adicionado ao cobre, confere-lhe maior rigidez sem

prejuízo da condução eléctrica, pelo que se aplica em material electrónico. Os compostos

de berílio são muito tóxicos e caracterizados por ligações covalentes que se estabelecem

devido ao forte poder polarizante do berílio, de modo paralelo ao atrás descrito para o lítio.

No caso do magnésio, os seus compostos são essencialmente iónicos, com algum

carácter covalente. Apresentam um papel importante no quotidiano: o óxido de magnésio é

muito bom condutor térmico mas mau condutor eléctrico, sendo utilizado no fabrico de

materiais refractários e nas indústrias da borracha, fertilizantes e plásticos. O hidróxido de

magnésio, em suspensão aquosa, é utilizado como antiácido para o estômago, enquanto

que o sulfato de magnésio, ou sal de Epson (MgSO4.7H2O), é utilizado como purgante. Um

dos compostos mais importantes de magnésio é a clorofila, responsável pela fotossíntese.

No que se refere ao cálcio, o seu composto mais conhecido é o carbonato de cálcio

(CaCO3), a partir do qual se obtém cal viva (CaO) por aquecimento. Por sua vez, a cal viva

reage exotermicamente com a água obtendo-se hidróxido de cálcio (ou água de cal –

Ca(OH)2) que é utilizado em reacções de identificação do dióxido de carbono:

Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) CaCO3 (s) + H2O (l)

A rigidez dos compostos de cálcio deve-se à forte interacção do ião Ca2+ com os seus

vizinhos, o que lhe possibilita a sua presença em estruturas rígidas, desde os esqueletos e

carapaças dos seres vivos, até materiais para construção civil.

EEEllleeemmmeeennntttooosss rrreeeppprrreeessseeennntttaaatttiiivvvooosss::: BBBlllooocccooo ppp Este bloco apresenta elementos bastante distintos, apesar de todos eles terem

configurações de valência ns2 npx, onde n representa o número atómico principal e x o

número de electrões nas orbitais de valência p (com x ≤ 6 e x = 0 no caso do hélio). O

bloco p inclui metais, não metais e semi-metais (ou metalóides). O carácter metálico dos

elementos do bloco p vai aumentando ao longo do grupo e diminuindo ao longo do

período, pelo que os metais situam-se na parte inferior esquerda e os não metais na parte



54

superior direita, sendo o último grupo constituído por elementos exclusivamente não

metálicos (Figura 3.14). Bloco p

18 13 14 15 16 17 He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn

Figura 3.14 – Metais, semi-metais e não metais

(da esquerda para a direita) do bloco p

Alguns destes elementos formam facilmente compostos iónicos, enquanto que outros

tendem a formar compostos covalentes. Os gases nobres normalmente não se associam a

outros átomos, devido à sua característica inércia química. Esta diversidade de

comportamentos é devida ao facto de o bloco p incluir simultaneamente elementos com

configurações electrónicas de valência suficientemente distintas para abranger um leque

variado de propriedades como energia de ionização, afinidade electrónica, entre outras.

Assim, os elementos dos grupos 15 a 18 apresentam elevada energia de ionização, ao passo

que os elementos dos grupos 15 a 17 caracterizam-se por elevadas afinidades electrónicas.

O único metalóide do grupo 13 é o boro, sendo os restantes todos metálicos. Os

elementos deste grupo mais abundantes na crusta terrestre são o alumínio e o boro. O índio

e o tálio existem em muito menor quantidade (Dutch, 1999).

O boro estabelece ligações covalentes e apresenta uma energia de ionização elevada.

Como só tem três electrões de valência e um raio atómico pequeno, forma compostos

invulgares. Alguns destes apresentam octetos incompletos e outros têm deficiência de

electrões. O boro apresenta grande importância na tecnologia moderna, sendo o bórax

(Na2B4O7.10H2O), o seu composto mais conhecido. O boro elementar existe numa

variedade de formas alotrópicas, onde cada átomo partilha os seus três electrões de

valência com os vizinhos. Devido ao seu arranjo tridimensional, tem uma dureza

apreciável, e por isso é incorporado em plásticos mais resistentes, aplicados em vestuário

de protecção específica.



55

Grande parte do alumínio é extraído da bauxite (Al2O3.3H2O) que, apesar de abundante

na crusta terrestre, contém uma percentagem de alumínio pequena. Este metal, sendo leve e

forte, é muito utilizado no fabrico de utensílios domésticos e de latas para refrigerantes.

Estas podem ser posteriormente recicladas, por exemplo, transformando o alumínio em

alúmen (KAl(SO4)2 .12 H2O), um composto com aplicação em tinturaria e com

propriedades anti-sépticas.

No grupo 14 encontramos o carbono, elemento mais abundante e interveniente na Vida.

O silício e o germânio são importantes para a tecnologia electrónica e de inteligência

artificial, onde são usados como semicondutores. O facto de terem a última camada com

quatro electrões permite aos elementos desta família apresentarem propriedades

específicas, bem patentes na química do carbono. Este elemento, sendo a base de todos os

compostos biologicamente relevantes, deu origem a um importantíssimo ramo da Química

– a Química Orgânica – que será abordada em particular no ponto 3.3 desta dissertação.

O silício é o segundo elemento mais abundante na crusta terrestre. A maior parte

ocorre em silicatos (contendo SiO32- e SiO4

4-) como a quartezite (forma granular do

quartzo), dos quais se retira o silício puro. A estrutura dos silicatos é baseada em unidades

tetraédricas com cargas e número de oxigénios variáveis. Algumas pedras preciosas e

semipreciosas são silicatos contendo certas impurezas, como é o caso da ametista (que

contém vestígios de Fe3+) (ATKINS 2001).

O estanho é resistente à corrosão, embora não se apresente muito duro. Por essa razão,

a sua maior aplicação é na produção de ligas metálicas como o bronze (liga de estanho e

cobre).

O chumbo, de elevada durabilidade e maleabilidade, é usado em construção. Por outro

lado, a sua elevada densidade e capacidade de absorção de radiação de alta energia

justificam a sua larga aplicação em materiais de protecção contra raios X.

No grupo 15, só o bismuto é um metal, enquanto que o arsénio e o antimónio são

metalóides e o azoto e o fósforo são não metais. Apresentam uma configuração electrónica

da camada de valência ns2np3, o que lhes possibilita ligarem-se entre si com ligações

múltiplas e a outros elementos através de ligações simples ou múltiplas, conforme o caso.

Por esta razão, as suas substâncias e os seus compostos apresentam comportamentos



56

diversificados desde o inerte, como no caso do azoto molecular (N2) (quase tão inerte

como os gases nobres), até ao altamente reactivo, como no caso do fósforo (P4), que se

inflama ao ar.

O azoto não é muito abundante na crusta terrestre, mas constitui 76% em massa da

atmosfera, o que é pouco comum no nosso sistema solar. Desta forma, pode ser obtido por

destilação fraccionada do ar. No entanto, as fontes mais importantes de azoto são o

“salitre” (KNO3) e o “nitrato de Chile” (NaNO3). Graças à sua elevada afinidade

electrónica, é o único elemento deste grupo que forma facilmente ligações com o

hidrogénio, formando compostos importantes como o amoníaco, o ácido nítrico e a

hidrazina (N2H4), utilizada na indústria de polímeros e na produção de pesticidas (ATKINS

2001). Trata-se de um elemento essencial à Vida, pois entra na composição das proteínas e

dos ácidos nucleicos.

O átomo de fósforo tem um tamanho cerca de 50% superior ao do átomo de azoto, e

apresenta baixa afinidade electrónica. Existem diversas formas alotrópicas do fósforo, mas

apenas duas são importantes: fósforo branco e fósforo vermelho. Os óxidos de fósforo

apresentam estruturas tetraédricas (PO4), sendo os polifosfatos estruturas importantes no

abastecimento e transferência de energia a nível celular (ATP).

Os elementos da família do oxigénio (grupo 16) são não metais, com excepção do

polónio e do telúrio, que são metalóides. A sua configuração electrónica da última camada

é ns2np4, pelo que podem adquirir a configuração dos gases nobres por captação de dois

electrões.

O oxigénio é o elemento mais abundante na crusta terrestre e compõe 23% em massa

da nossa atmosfera. É muito reactivo, formando óxidos muito facilmente e tendo

propriedades de comburente. O maior consumo de oxigénio verifica-se na indústria do aço,

na qual se gasta cerca de uma tonelada deste gás por cada tonelada de aço produzido.

Os átomos de enxofre são cerca de 58% maiores que os do oxigénio e têm menor

energia de ionização. O enxofre tem menor tendência que o oxigénio para formar ligações

múltiplas, podendo formar ligações simples com outros 6 átomos, através das suas orbitais

d. Forma facilmente cadeias de polissulfuretos, o que não se verifica com o oxigénio.

Os diferentes comportamentos do oxigénio e do enxofre devem-se basicamente à

existência das orbitais d no enxofre e à diferença entre os seus raios atómicos.



57

Os elementos do grupo 17 são designados por halogéneos e caracterizam-se pelas suas

elevadas afinidades electrónicas (ATKINS 2001). Uma vez que têm a configuração ns2np5,

basta-lhes captar um electrão para completarem a última camada, adquirindo a

configuração de gás nobre. Assim, todos os halogéneos existem na forma elementar como

moléculas diatómicas e são considerados como elementos muito reactivos. A reatividade

dos halogéneos vai diminuindo ao longo do grupo, observando-se idêntica tendência com a

afinidade electrónica. A cor das substâncias correspondentes vai-se intensificando ao longo

do grupo, sendo o flúor incolor, o cloro amarelado, o bromo acastanhado e o iodo violeta.

Também se verifica uma variação regular das suas propriedades físicas ao longo do grupo,

sendo o flúor e o cloro gases à temperatura ambiente, enquanto que o bromo é líquido e os

dois últimos elementos, iodo e astato, são sólidos (ATKINS 2001).

Todos os não metais formam ligações covalentes com os halogéneos dando origem a

halogenetos covalentes, enquanto que os metais tendem a formar halogenetos iónicos. O

cloro, o bromo e o iodo ocorrem como halogenetos na água do mar, e o flúor aparece nos

minerais fluorite (CaF2) e crolite (Na3AlF6). Os halogéneos mais abundantes na Terra são o

cloro e o flúor, sendo o astato, radioactivo, praticamente vestigial na crusta terrestre

(DUTCH, 1999).

As aplicações dos elementos deste grupo e dos seus compostos são bastante diversas. O

flúor tanto é usado como agente preventivo da formação de cáries, como no fabrico de

teflon, que é utilizado em materiais e isolamentos resistentes a altas temperaturas e a

agentes químicos agressivos. O cloro é também encontrado em polímeros como o

policloreto de vinilo (PVC). Na forma de cloreto, desempenha igualmente um papel

biológico importante no corpo humano, pois constitui o anião mais abundante dos fluidos

inter e intracelulares (CHANG, 1994). O cloro é amplamente usado como branqueador, a

nível industrial e doméstico (algumas lixívias contêm hipoclorito de sódio). Por outro lado,

o elevado poder oxidante do anião hipoclorito (ClO-) torna-o um bom desinfectante (usado,

por exemplo, nas piscinas), por destruição de componentes vitais das bactérias.

Os gases nobres, ou inertes, são a última família da Tabela Periódica (grupo 18). São

todos gases incolores de baixa densidade, não formando compostos com outros elementos

em condições normais. As suas energias de ionização são muito elevadas, diminuindo ao

longo do grupo. Assim, o xénon tem energia de ionização suficientemente baixa para



58

perder electrões para os elementos de maior afinidade electrónica, formando compostos

com estes. Não existem compostos com hélio, néon ou árgon, a não ser em condições

muito especiais. O rádon pode reagir com os fluoretos, mas pouco se sabe sobre estes

compostos, uma vez que a radioactividade do rádon torna perigosa a sua manipulação

(ATKINS 2001).

No total, cerca de 11% em massa da atmosfera é constituída por gases nobres, sendo o

árgon o terceiro gás mais abundante, depois do azoto e do oxigénio. O hélio, apesar de ser

o segundo elemento mais abundante do Universo, é um elemento raro na Terra. Este

elemento é encontrado nos gases naturais que se formam por baixo das rochas, devido à

formação de partículas α emitidas por elementos radioactivos. O hélio é o elemento de

menor ponto de fusão que se conhece, pelo que não existe no estado sólido, excepto em

condições de pressão excepcionalmente elevada. Por este facto, é amplamente utilizado

como agente criogénico e como solvente de oxigénio hospitalar e de garrafas para

mergulho.

O néon emite brilho laranja avermelhado quando atravessado por corrente eléctrica,

pelo que a sua utilização é mais frequente em anúncios luminosos. Por seu turno, o árgon é

utilizado em lâmpadas incandescentes, pois afasta facilmente a energia térmica que se vai

libertando do filamento, evitando que este se parta. Já o crípton produz uma intensa luz

branca quando lhe é aplicada uma descarga eléctrica, pelo que se utiliza na iluminação das

pistas dos aeroportos. Só é conhecido um composto estável com este elemento: KrF2. O

xénon, por sua vez, é usado nas lâmpadas de halogéneo dos automóveis e nos flashes das

máquinas fotográficas. Forma fluoretos (XeF2; XeF4) com elevado poder fluorante, e

óxidos (XeO3) que são fortes agentes oxidantes.

33..33.. CCAASSOO PPAARRTTIICCUULLAARR DDOO CCAARRBBOONNOO:: OO EELLOO EENNTTRREE AA QQUUÍÍMMIICCAA EE AA

BBIIOOLLOOGGIIAA

Durante a realização deste trabalho, surgiu a ideia de se criar páginas na Internet onde

fossem explorados alguns elementos químicos, com a forte componente Ciência –

Tecnologia – Sociedade – Ambiente prevista pelas novas reformas educativas. Esta



59

abordagem poderá ser ampliada a todos os elementos com número atómico menor que

vinte, pois o público-alvo será constituído por alunos do Ensino Básico.

Foi então, a título experimental, criada uma página sobre o carbono, disponível em

http://nautilus.fis.uc.pt/cec/carbono (Figura 3.15).

Figura 3.15 – Página da Internet desenvolvida sobre o carbono

A escolha deste elemento em particular prendeu-se com o facto de o carbono ser

encontrado em inúmeros compostos, nomeadamente em compostos orgânicos. Estes

compostos são a base química da Vida e a sua relevância tanto ao nível das disciplinas da

Ciências Físico-Químicas, quanto das Ciências Naturais, é indiscutível. A transversalidade

entre estas duas disciplinas e no conhecimento dentro de cada uma delas, é uma forte

orientação na nova reforma, que se quis enfatizar com a elaboração desta página.

A sua organização é feita com base em sucessivos textos, com várias hiperligações. A

abordagem é desenvolvida a partir de três temas fundamentais:



60

“Era uma vez... ...o átomo de carbono”, no qual é feita uma pequena

retrospectiva desde a origem do Universo e dos elementos químicos até à

formação do átomo de carbono.

“A química do... ...carbono”, onde são apresentados os compostos orgânicos

mais simples (hidrocarbonetos) e os seus grupos funcionais, como os álcoois,

ácidos carboxílicos e aminas. A sua composição química é apresentada com

auxílio de modelos atómicos, para melhor visualização. Neste caso são sempre

colocadas em simultâneo a fórmula de estrutura dos compostos, de forma a que

a composição química não passe despercebida. Em todos os casos são

apresentados exemplos de compostos onde se encontram os respectivos

componentes.

“Eu e... ...carbono”, no qual se estabelece ligação entre a constituição das

principais biomoléculas, que também são exploradas na disciplina de Ciências

Naturais. Assim, começa-se abordar as proteínas, quer do ponto de vista

químico, quer biológico. Realçam-se algumas das funções biológicas das

proteínas, no nosso organismo, como a regulação e a função enzimática.

Posteriormente, faz-se a ligação entre os hidratos de carbono e a nossa

alimentação, recorrendo a situações concretas do quotidiano. No final, são

expostos alguns aspectos relativos aos ácidos gordos, nomeadamente a sua

formação e a sua importância na alimentação.

Este tipo de abordagem permite uma transversalidade, quer a nível de conhecimentos

interdisciplinares, quer a nível de conhecimentos da disciplina de Ciências Físico-

Químicas, do 3º Ciclo.

Por outro lado, o recurso ao hipertexto, verificado nesta página da Web, possibilita uma

melhor organização da informação e consequentemente uma maior facilidade de consulta

(Figura 3.16). O utilizador pode facilmente localizar a informação desejada e esclarecer

algumas dúvidas, sem ter de procurar num texto, que poderia ser extenso, o que acontece

frequentemente com o recurso a livros. A facilidade de acesso a esta informação é muito

mais rápida do que se fizer uma pesquisa, por exemplo na biblioteca da escola. Além disso,

uma informação mais abrangente poderia ser um obstáculo para os mais novos. Assim, a

informação disponível nesta página foi seleccionada de forma a ir de encontro às



61

necessidades de um aluno de 9ºAno. Como se encontra na Internet, torna-se disponível a

um vasto número de alunos.

Figura 3.16 – Hiperligações quer a nível de organização dos temas abordados, quer a nível de

esclarecimentos de alguns termos no texto.

Desta forma, foi necessário fazer uma recolha de aspectos importantes relativos ao

carbono e Química Orgânica, os quais se apresentam na secção seguinte.

333...333...111... AAAssspppeeeccctttooosss gggeeerrraaaiiisss dddooo cccaaarrrbbbooonnnooo

O carbono é o primeiro elemento do grupo 14 na Tabela Periódica e é o único não

metal da sua família. Graças à sua distribuição electrónica de valência, 2s22p2, pode

estabelecer ligações covalentes simples, duplas ou triplas com outros átomos, mesmo de

outros elementos.

Existem na natureza três formas alotrópicas de carbono puro, com propriedades

distintas: o diamante, a grafite e o carbono amorfo. As diferentes propriedades

apresentadas pelas formas alotrópicas do carbono devem-se às suas características

estruturais distintas.



62

A grafite é formada por camadas planas de átomos de carbono, numa rede hexagonal.

Cada átomo de carbono está ligado a outros três através de ligações simples, sobrando um

electrão não compartilhado que se pode mover pelas referidas camadas (Figura 3.17).

Figura 3.17 – Organização espacial dos átomos de carbono na grafite

No diamante, cada átomo de carbono liga-se a quatro átomos vizinhos num arranjo

tetraédrico (Figura 3.18). O diamante é a substância mais rígida conhecida, é transparente e

bom condutor térmico (cerca de cinco vezes melhor que o cobre), sendo utilizado como

abrasivo. O diamante natural é formado a altas pressões no interior das rochas. É possível

produzir diamante sintético, submetendo a grafite a elevadas pressões e temperaturas

(cerca de 80 kbar e 1500 ºC), no entanto, não se consegue atingir o grau de pureza

observado no diamante natural.

Figura 3.18 – Organização espacial dos átomos de carbono (tetraédica) no diamante

Recentemente, foram descobertas moléculas com um elevado número de átomos

carbono, designadas por fulerenos, como é o caso do futeboleno (C60) (Figura 3.19). Trata-

se de uma família de compostos onde uma vasta rede de átomos de carbono (C60) se agrupa



63

em forma de bola, daí que se tenha atribuído o nome de futeboleno à estrutura básica de

C60 (Figura 3.19).

Figura 3.19 – Futeboleno, C60

Estas estruturas são suficientemente grandes para poderem envolver outros átomos,

formando variados compostos. Existe uma grande variedade deles, alguns dos quais estão a

ser testados para tratamentos do cancro e da SIDA.

O carbono pode, também, estabelecer ligações iónicas com metais, formando

carbonetos como o carboneto de cálcio (Ca2C) ou o carboneto de berílio (Be2C). Em suma,

o carbono forma mais de um milhão de compostos, desde os compostos orgânicos,

extremamente importantes para a Vida, aos inorgânicos e organometálicos (SHIVER,

1994). Pela sua relevância a nível do 3º Ciclo do Ensino Básico e como base de construção

da página da Web atrás referida, far-se-á de seguida uma breve apresentação geral dos

compostos orgânicos e, em particular, de algumas famílias de biomoléculas.

333...333...222... CCCooommmpppooossstttooosss OOOrrrgggââânnniiicccooosss

A grande propensão dos átomos de carbono para se ligarem covalentemente entre si e a

átomos de outros elementos, como o hidrogénio, o oxigénio e o azoto, está na base da

capacidade deste elemento para formar variadíssimas estruturas moleculares. Assim, a

diversidade de compostos orgânicos é enorme, tendo este inúmeras funções e propriedades.

Os compostos de carbono estão na base estrutural dos mais variados materiais, desde os

mais maleáveis, como a cartilagem, até aos mais rígidos, como os materiais usados em

aeronáutica.

Apesar da sua variedade, os compostos orgânicos podem ser agrupados num número

restrito de classes, de acordo com o tipo de ligações e grupos funcionais que constituem as

moléculas. Algumas dessas classes serão apresentadas de seguida.



64

HHHiiidddrrrooocccaaarrrbbbooonnneeetttooosss Os hidrocarbonetos são compostos constituídos unicamente por átomos de carbono e

de hidrogénio, sendo por isso a base de todos os compostos orgânicos. Existem duas

classes principais, uma englobando compostos com cadeias lineares de átomos de carbono

ligados entre si – hidrocarbonetos alifáticos – e outra que engloba os compostos que

contêm anéis de benzeno, designados por compostos aromáticos (Figura 3.20).

(1) Pentano

(2) Etilbenzeno

Figura 3.20 – Composto alifático (1) e composto aromático (2)

Os hidrocarbonetos alifáticos podem ser classificados quantos ao tipo de ligações entre

átomos de carbono (C-C). Assim, os compostos que apresentam unicamente ligações

covalentes simples são designados por alcanos e classificam-se como compostos

saturados, pois não permitem a adição de átomos de hidrogénio às suas moléculas. Os

compostos que apresentam uma ou mais ligações covalentes duplas (C=C) são designados

por alcenos e os que apresentam uma ou mais ligações covalentes triplas (C≡C) são

denominados de alcinos. Tanto os alcenos, como os alcinos, podem sofrer adição de

átomos de hidrogénio às ligações múltiplas, pelo que são classificados como insaturados.

Os compostos orgânicos aromáticos têm como base a molécula de benzeno (Figura

3.21), um anel hexagonal caracterizado pela sua deslocalização electrónica (um conceito

que não será abordado aqui, por não se enquadrar no âmbito do presente trabalho).

H

H

H

H

H

H

Figura 3.21 – Fórmula de estrutura da molécula de benzeno



65

AAAlllggguuunnnsss cccooommmpppooossstttooosss cccooommm gggrrruuupppooosss cccaaarrraaacccttteeerrríííssstttiiicccooosss::: ááálllcccooooooiiisss,,, aaallldddeeeííídddooosss,,, ccceeetttooonnnaaasss,,, áááccciiidddooosss cccaaarrrbbboooxxxíííllliiicccooosss eee aaammmiiinnnaaasss

A maior parte dos compostos orgânicos apresenta grupos funcionais que são

responsáveis pelas propriedades químicas e alguns comportamentos característicos desses

compostos. Desta forma, podem ser agrupados em classes funcionais, não só para

simplificar a sua identificação e caracterização, como também porque cada classe

compreende compostos que partilham muitas propriedades semelhantes. Os grupos

funcionais encontram-se ligados à cadeia principal, que se estabelece segundo

determinadas regras (cuja exploração sai fora do âmbito deste trabalho).

Nesta abordagem, serão apresentadas algumas das propriedades químicas e estruturais

de algumas classes funcionais mais comuns.

Na tabela seguinte estão representados alguns dos grupos funcionais mais comuns, que

serão abordados nesta secção:

Grupos Funcionais Classe do composto Grupos

Funcionais Classe do composto

- OH Álcool C

O

OH

Ácido carboxílico

C

O

H

Aldeído - NH2 Amina

- C = O Cetona C

O

O Éster

Tabela 3.1 – Alguns grupos funcionais mais comuns dos compostos orgânicos e sua designação

Álcoois

Estes compostos caracterizam-se pela presença de um ou mais grupos hidroxilo (-OH)

ligados covalentemente à cadeia hidrocarbonada.

Os álcoois estão divididos em três categorias, de acordo com o número de átomos de

carbono ligados ao carbono que se liga directamente ao o grupo hidroxilo. Assim, temos os

álcoois primários, de fórmula RCH2–OH, os álcoois secundários, de fórmula R2CH–OH, e



66

álcoois terciários, de fórmula R3C–OH. Na Figura 3.22 estão representados alguns

exemplos (ATKINS 2001):

Figura 3.22

C

H

H

H

C

OH

H

H

C

H

H

H

C

OH

H

C

H

H

C

H

H

H

C

H

H

H

C

OH

CH3

C

H

H

C

H

H

H

Etanol

(vulgar “álcool de farmácia”) Álcool primário

2 – butanol Álcool secundário

2 – metil – 2 – propanol Álcool terciário

Figura 3.22 – Exemplos de álcoois primários, secundários e terciários

O metanol é o álcool mais simples, sendo no entanto altamente tóxico e podendo

originar náuseas e cegueira. O segundo álcool mais simples, o etanol, é o álcool mais

conhecido e normalmente designado por álcool etílico. Trata-se do álcool menos tóxico

entre os álcoois de cadeia linear, e é produzido em larga escala por fermentação de hidratos

de carbono ou por hidratação do eteno numa reacção de adição.

CH2 = CH2 (g) + H2O (g) ⎯⎯⎯⎯ →⎯ Ccatálise º300, CH3CH2OH (g)

O grupo hidroxilo pode estar ligado directamente a um anel aromático, estando-se

neste caso na presença de um tipo particular de álcoois, designados por fenóis. O mais

simples é o fenol (Figura 3.23), um sólido branco à temperatura ambiente. Este composto é

obtido por destilação do carvão, embora actualmente se utilize o benzeno para obter grande

parte do fenol produzido. Muitos dos fenóis substituídos ocorrem na natureza como aromas

de plantas ou em óleos essenciais. Os polifenóis presentes em muitos alimentos (vinho

tinto, azeite) estão associados a efeitos anti-oxidantes, benéficos para a saúde.

H

OH

H

H

H

H

Figura 3.23 – Fórmula de estrutura do fenol



67

Aldeídos e cetonas

Quer os aldeídos quer as cetonas apresentam um grupo funcional que os caracteriza que é

designado por grupo carbonilo: R2C=O, no caso das cetonas, e RHC=O, no caso dos

aldeídos, onde R pode ser um grupo alifático ou aromático. Nos aldeídos, o grupo

carbonilo encontra-se no final da cadeia carbonada, enquanto que nas cetonas podemos

encontrá-lo num carbono intermédio.

A cetona mais simples é a propanona (CH3COCH3), muito utilizada como solvente

orgânico. No caso dos aldeídos, a molécula mais simples é o formaldeído (CH2O), um

conservante muito utilizado na preservação de tecidos animais e vegetais, sendo também

relevante nos fumeiros de carne, já que se liberta no processo de combustão da lenha. Os

aldeídos também são comuns nos aromas de alguns frutos, como por exemplo nas cerejas e

nas amêndoas, onde está presente o benzaldeído (ATKINS 2001).

Quer os aldeídos, quer as cetonas, podem ser obtidos por oxidação de álcoois, na presença

de catalisadores, como se exemplifica na equação de formação do formaldeído a partir do

metanol:

2 CH3OH (g) + O2 (g) ⎯⎯⎯ →⎯ AgC ,º600 2 CH2O (g) + 2 H2O (g)

Ácidos carboxílicos

Os ácidos carboxílicos são ácidos orgânicos caracterizados pela presença do grupo

carboxílico (-COOH). O ácido carboxílico mais simples é o ácido metanóico ou fórmico

(HCOOH), que é extremamente venenoso. Quer aldeídos, quer álcoois primários, podem

ser oxidados em condições adequadas para dar origem a ácidos carboxílicos. Por exemplo,

o vinagre (ácido acético ou etanóico) forma-se por oxidação do etanol ao ar (ATKINS

2001):

H3C C

H

H

OH H3C CO

OH+ H2OO2+

É esta a reacção responsável pela degradação de um vinho a vinagre.



68

Aminas

As aminas são bases orgânicas com fórmula geral RNH2, R2NH ou R3N, onde R

representa um grupo alquilo ou um grupo arilo. Tal como os álcoois, as aminas podem ser

classificadas consoante o número de grupos R que estão ligados ao átomo de azoto,

definindo-se aminas primárias (RNH2), aminas secundárias (R2NH) e aminas terciárias

(R3NH) (CAREY, 1992).

Para designar as aminas alifáticas, faz-se preceder a palavra amina ou o prefixo

“amino” (para aminas mais complexas) do nome dos grupos alquilo ligados ao azoto, como

por exemplo:

CH3CH2 N CH3

H

Etilmetilamina

H3C N CH (CH2)4CH3

H

CH3

2-(N-Metilamino)-heptano

As aminas aromáticas são usadas principalmente no fabrico de corantes. Normalmente

são tóxicas, como é o caso da anilina, e outras são mesmo carcinogénicas, como nos casos

da benzina ou da 2-naftalilamina.

As aminas, tais como os álcoois e os ácidos carboxílicos de baixa massa molecular,

podem formar pontes de hidrogénio com as moléculas da água, razão pela qual as aminas

mais simples são hidrossolúveis (MORRISON, 1996).

AAAsss bbbiiiooommmooolllééécccuuulllaaasss As biomoléculas são moléculas orgânicas, geralmente de grande tamanho, que têm

diversas funções biológicas. Podem, possuir vários grupos funcionais distintos e têm

unidades estruturais que se podem repetir centenas de vezes. Sendo a Química Bioorgânica

um vastíssimo campo, serão apenas referidas, de uma forma genérica, as biomoléculas que

serviram de base para a elaboração da página sobre o carbono, atrás mencionada.

Lípidos

Os lípidos englobam compostos muito variados que se encontram nos seres vivos, e são

caracterizados pela sua insolubilidade em água e boa solubilidade em solventes pouco



69

polares ou apolares, como o éter, o clorofórmio e outros. Os lípidos incluem várias classes

de compostos como as gorduras, ceras, terpenos, hormonas sexuais, prostaglandinas, entre

muitos outros (GIL, 1996).

As gorduras são, entre os lípidos, os compostos mais conhecidos e de elevada

importância, não só biológica, no caso dos fosfolípidos existentes nas membranas

celulares, mas também industrial, como no caso do fabrico de sabões e detergentes. Estes

compostos podem ser facilmente extraídos de produtos animais e vegetais, como por

exemplo do azeite, óleo de milho, sebo, banha de porco, manteiga, entre muitos outros.

As gorduras mais comuns, os triglicéridos ou triacilgliceróis, formam-se a partir de

uma molécula de glicerol e de três moléculas de ácidos gordos (um caso particular de

ácidos carboxílicos), que podem ser diferentes ou iguais entre si (GIL, 1996):

R CO

OH HO CH2

CH

CH2

HO

HO

R´ CO

OH

R´´ CO

OH

R C

O

O CH2

CH

CH2

R´ C

O

O

R´´ C

O

O

+ H2O3

Ácidos gordos Glicerol Triglicérido

Estas gorduras podem ser classificadas em saturadas ou insaturadas, consoante o tipo

de ácidos carboxílicos que lhes dão origem. Assim, os ácidos gordos saturados dão origem

a triglicéridos saturados, da mesma forma que os ácidos gordos insaturados dão origem a

triglicéridos insaturados.

Apesar de o organismo humano ser capaz de sintetizar algumas gorduras, há

necessidade de se ingerir outras gorduras biossintetizadas pelas plantas ou outros animais.

As gorduras são também utilizadas como matéria-prima na indústria dos sabões. O sabão

que se utiliza é simplesmente uma mistura de sais alcalinos de ácidos gordos, resultantes

da hidrólise alcalina das gorduras (MORRIDON, 1996):



70

HO CH2

CH

CH2

HO

HO

R C

O

O CH2

CH

CH2

R´ C

O

O

R´´ C

O

O

+

R-COO- Na+

R´-COO- Na+

R´´-COO- Na+

NaOH

Gordura Glicerol Mistura de sais sódicos de

ácidos gordos (sabão)

Uma molécula de sabão tem uma extremidade polar hidrófila (-COO- Na+) e outra

apolar hidrófoba (R), esta constituída por uma longa cadeia (de 12 a 18 átomos de

carbono). Quando estas moléculas se dispersam na água, formam agregados esféricos ou

circulares em volta das gotículas de gordura (sujidade). Estes aglomerados, as micelas,

contêm por vezes centenas de moléculas de sabão, cujas caudas apolares se encontram

viradas para o centro, interaccionando com a gordura, enquanto as partes polares se

encontram viradas a água, como é mostrado na Figura 3.24 (MORRISON, 1996).

Figura 3.24 – Micelas

Hidratos de carbono

Os hidratos de carbono, assim designados por apresentarem a fórmula empírica CH2O,

incluem o amido, a celulose e os açúcares como a glicose, que é produzida nas plantas

através do processo de fotossíntese. Ainda nas plantas, as moléculas de glicose combinam-

se para formar outros hidratos de carbono, como a celulose (com função estrutural) e o

amido (como reserva energética nas sementes). Depois de ingeridos pelos animais, a

celulose e o amido são hidrolisados em moléculas de glicose que se irão biotransformar

principalmente em glicogénio (reserva energética).



71

Os hidratos de carbono são compostos por um grupo carbonilo e vários grupos

hidroxilo. É por esta razão que muitas vezes são também classificados como cetonas ou

aldeídos poli-hidroxilados:

C

O H

C OHH

C HHO

C OHH

C OHH

CH2OH

CH2OH

C O

C HHO

C OHH

C OHH

CH2OH

Glicose

(aldeído poli-hidroxilado)

Frutose

(cetona poli-hidroxilada)

Figura 3.25 – Fórmula de estrutura de dois hidratos de carbono mais simples

Os hidratos de carbono mais simples são designados por monossacáridos. Quando dois

monossacáridos se combinam formam um dissacárido que, por hidrólise, dará os

monossacáridos que lhe deram origem. Os hidratos de carbono que, por hidrólise, dão

origem a mais de dois monossacáridos, são designados por polissacáridos. Os

monossacáridos (ou oses) mais comuns são os que apresentam uma cadeia de 5 ou 6

átomos de carbono, como a ribose e a glicose, respectivamente. Estes compostos

apresentam-se predominantemente sob a forma cíclica (Figura 3.26), podendo no entanto

aparecer na forma aberta (Figura 3.25).

O OH

OH

OH

OH

CH2OH

O

HOH2C

HO

HO

OH

OH

Figura 3.26 – Fórmula de estrutura cíclica da glicose

No caso dos dissacáridos, os mais comuns são a sacarose (açúcar de cana ou de

beterraba), a celobiose, a lactose e a maltose, apresentando esta última a seguinte forma de

estrutura:



72

OHOH2C

HO HOOH

OO

HOH2C

HO

OH

OH

Figura 3.27 – Fórmula de estrutura de um dissacárido: maltose

Uma vez que a sacarose apresenta pouco valor nutritivo e o seu consumo em excesso

pode provocar problemas cardiovasculares, cáries e obesidade, tem-se tentado substitui-la

pela sacarina ou pelo aspartame, adoçantes não pertencentes à categoria dos hidratos de

carbono (GIL, 1996):

NH

C

S COOCH3

NHC

NH2

COOH

OO

OO

Sacarina (sulfonamida) Aspartame (dipéptido)

Figura 3.28 – Fórmula de estrutura dos substituintes da glicose em alguns alimentos.

Os polissacáridos são polímeros lineares ou ramificados de monossacáridos, sendo os

polissacáridos mais comuns o amido, o glicogénio e a celulose.

As reacções químicas mais frequentes deste tipo de compostos são a fermentação e a

combustão. A combustão (por exemplo, a conversão do açúcar em caramelo) ocorre com a

libertação de energia e formação de água e dióxido de carbono. A fermentação ocorre na

presença de uma levedura, havendo produção de dióxido de carbono e álcool, tal como

acontece na produção de bebidas alcoólicas:

C6H12O6 ⎯⎯⎯ →⎯Levedura 2 CO2 + 2 CH3CH2OH

Esta reacção é a principal responsável pela conversão do açúcar em mosto no álcool do

vinho.



73

Proteínas

As proteínas desempenham papéis cruciais nos processos biológicos, pois apresentam

funções tão importantes como as de catálise enzimática, transporte e armazenamento de

substâncias, imunidade, transmissão de impulsos nervosos, crescimento, entre outras

(STRYER, 1996)

A estrutura das proteínas baseia-se em unidades de α-aminoácidos, que apresentam um

grupo carboxílico e um grupo amino, já anteriormente mencionados:

CHNH2 COOH

R α-aminoácido

Existem vinte aminoácidos naturais principais, que diferem na cadeia R que se

encontra ligada ao carbono α, como por exemplo:

CH2

CH(NH2)COOH CH(NH2)COOH

(H3C)2HC

fenilalanina valina

O nosso organismo consegue produzir onze destes aminoácidos, e os restantes nove

têm de ser ingeridos. Os aminoácidos que o nosso organismo não consegue sintetizar,

como a valina, leucina, entre outros, são designados por aminoácidos essenciais.

Quando dois ou mais aminoácidos se ligam, estabelecendo uma ligação amida (ou

peptídica) entre o grupo carboxílico de um aminoácido e o grupo amino do outro, forma-se

um péptido:

H2N CH

COOH

CH3NH2

H2C

COOH+

H2C C

H2N

O

HN CHCOOH

CH3

Ligação peptídica (amida)

Glicina (Gly) Alanina (Ala) Dipéptido: Gly-Ala

+ H2O

Conforme o número de aminoácidos ligados sequencialmente através de ligações

peptídicas, definem-se dipéptidos, tripéptidos, a assim sucessivamente, existindo

polipéptidos de variadíssimos tamanhos.



74

Uma proteína não é mais de que um polipéptido de enorme tamanho, contendo uma ou

mais cadeias peptídicas, cada uma das quais podendo conter várias centenas de resíduos

(cada um dos aminoácidos ligados num péptido). De acordo com o tipo de arranjo espacial

das cadeias de aminoácidos, as proteínas apresentam estrutura primária (sequência de

aminoácidos), secundária (arranjo espacial de dada zona da cadeia), terciária (arranjo

global do conjunto de todas as estruturas secundárias da cadeia) e quaternária (arranjo

espacial, quando há mais do que uma cadeia polipeptídica) (LEHNINGER, 1995).

3. contextualizaÇÃo cientifico-pedagÓgica da tabela...

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