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PROBLEMAS DE APRENDIZAGEM SOBRE LIGAÇÕESQUÍMICAS PARA ESTUDANTES DE GRADUAÇÃO
Júlio César Oliveira da Silva_______________________________________Dissertação de Mestrado
Natal/RN, agosto de 2010
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTECENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM QUÍMICA
Júlio César Oliveira da Silva
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
Natal - RN
2010
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.
.
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.
RN/UFRN/BSE- Química CDU 54-047.23 (043)
DEDICATÓRIA
A Trindade Santa, pelo Dom da minha
existência terrena. A Imaculada Conceição,
mãe espiritual. Aos meus pais Manoel e
Margarida, Meus irmãos Wellington e Fábio,
minhas cunhadas Eriguacira e Vera, meus
sobrinhos Bárbara, Breno e Aquiles e ao meu
amigo e companheiro Tayne, pelo apoio.
AGRADECIMENTOS
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.
Santo Tomás de Aquino
RESUMO
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.
Palavras - chave: Ligações Químicas. Problemas de aprendizagem. Regra do
octeto. Estrutura de Lewis.
ABSTRACT
This research aims at identifying the learning problems in newly
undergraduate students at university, 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.
Key - Words: Chemical Bonds. Learning disability. Octet rule. Lewis structure.
LISTA DE ILUSTRAÇÕES
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
(Fonte:http://vsites.unb.br/iq/Kleber/cursosvirtuais/qq/aula-9/aula-
19htm).............................................................................................
43
Figura 09. Orbital molecular ligante do tipo sigma
(Fonte:http://vsites.unb.br/iq/Kleber/cursosvirtuais/qq/aula19/aula
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
estabilidade dos átomos de oxigênio..............................................
61
Figura 22. Diagrama dos resultados das respostas da 1ª questão – parte
1C....................................................................................................
62
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
entre períodos.................................................................................
74
LISTA DE QUADROS
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
investigação...................................................................................
72
LISTA DE ABREVIATURAS E SIGLAS
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.
VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory
SUMÁRIO
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
APÊNDICE B....................................................................................................... 87
14
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).
O desafio de estabelecer a inclusão da história das ciências também
constitui na ausência de citações ou uma breve introdução dos fatos históricos que
envolvem a construção do conhecimento nos livros-textos. Fazendo com que os
estudantes resumam o conhecimento apenas como frases que necessitam ser
memorizadas, como se os modelos e teorias atuais estão prontas e acabadas,
gerando entre os estudantes a idéia de que as teorias estão finalizadas, que tudo o
que poderia se desenvolver sobre um determinado assunto já foi resolvido.
(BEZERRA, 2001).
15
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).
Os estudantes têm de ser capazes de desenvolver o raciocínio abstrato da
observação para a formulação de modelos. A maior parte dos conceitos químicos é
de natureza abstrata, e a sua compreensão necessita que os estudantes tenham
capacidade para imaginar, modelar, resumir partes para poder incorporá-las
16
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.
A maior parte do conhecimento dos discentes provém do seu cotidiano, e
muitas vezes o conhecimento formal é compreendido com base nesse
conhecimento, o que pode ser positivo ou não (RIBOLDI; PLIEGO; ODETTI, 2004).
Assim, cabe ao professor a tarefa de desenvolver estratégias de ensino que tenha
como ponto de partida o dia-a-dia dos estudantes, mas amplie a compreensão do
senso comum sobre os fenômenos, com a inclusão de significados produzidos em
termos científicos, de modo que o aprendizado possa ser gradativo e participativo,
para que os estudantes se tornem aptos a dar sentido ao que se aprende.
17
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;
Identificar se os alunos conseguem distinguir entre uma ligação
intramolecular da ligação intermolecular;
18
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.
Segundo Driver et al. (1994) aprender Ciências (e aprender sobre Ciências)
envolve a entrada dos jovens numa forma diferente de pensar e de explicar o
mundo; torna-se socializado, em maior ou menor extensão, nas práticas da
comunidade científica, com seus propósitos particulares e suas maneiras de ver e
explicar peculiaridades.
19
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.
De Posada (1999), que revisa as concepções alternativas em alunos na
faixa etária de 15 a 17 anos nos níveis de ensino de 2º e 3º BUP verificando que:
20
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.
As mesmas autoras, alerta os docentes sobre concepções alternativas dos
estudantes, da seguinte maneira:
21
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;
• a formação da ligação requer energia e sua quebra libera energia;
• as reações ocorrem, pois um dos reagentes é mais reativo que o outro;
22
• 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.
Para muitos alunos - o sódio reage com o cloreto, pois, a regra do octeto faz
com que as reações químicas ocorram - Mortimer et al. (1996) evidenciaram que
alunos que já haviam concluído o Ensino Médio tiveram dificuldade em reconhecer
23
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.
A maioria das concepções dos estudantes com relação à geometria e à
polaridade das moléculas advém de dificuldades de visualização tridimensional e
da falta de pré-requisitos para esse conhecimento, além da dificuldade de
desenvolver o conhecimento abstrato. Os alunos confundem o arranjo dos pares de
elétrons e geometria molecular. Por exemplo, os alunos afirmam que a geometria
das moléculas é devida apenas “a uma repulsão igualitária entre as ligações e a
24
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.
As analogias apresentam fundamentais no ensino de ciências, pois a maior
parte dos conceitos na área de ciências constitui-se essencialmente abstrata, ou
seja, sua interpretação necessita que os estudantes tenham competência de
imaginar, modelar extrair partes do todo e integrá-los mentalmente. (MENDOÇA,
submetido).
25
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 concepção dos estudantes de explicar as hipóteses científicas com
sentidos humanos, o antropomorfismo, qualidade que se dão as transformações e
mudanças atômicas como acontecimentos e ou relações humanas.
26
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.
De acordo com os Parâmetros Curriculares Nacionais para o Ensino Médio
PCN Ensino Médio, o aprendizado de química deve possibilitar ao aluno a
compreensão tanto dos processos químicos em si, quanto da construção de um
conhecimento científico em estreita relação com as aplicações tecnológicas e suas
implicações ambientais, sociais, políticas e econômicas.
27
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.
John Dalton no século XIX reacende a teoria de Leucipo sobre uma partícula
finita da matéria, e estuda as duas Leis das transformações químicas: da
conservação das massas e a Lei das proporções definidas, a partir desses estudos,
Dalton desenvolve o primeiro modelo para explicar tal partícula, como uma bola de
28
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).
A Valencia também teve grande importância no desenvolvimento da
classificação periódica dos elementos proposta por Mendelev e Meyer, baseados
29
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
Alexander Mikhailovich Butlerov (1828-1886) em seu artigo sobre a isomeria
dos compostos orgânicos de 1863 utilizou o termo Ligação Química, gerando certa
confusão com a valência que era conhecida como a força intrínseca de cada
elemento, mas para Butlerov estava claro que a valência era uma força quantitativa
30
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.
Como conseqüência, Lewis desenvolve uma regra para os elementos se
tornarem estáveis, teriam que conter nos oito vértices do cubo oito elétrons,
chamando de regra do octeto. Uma estrutura que evidenciava a regra do octeto
constituía o átomo na forma de um cubo completando sua camada de valência com
31
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
Na figura 02 mostra como Lewis e Kossel interpretam a estrutura do átomo
de carbono com seus dois elétrons distribuídos no cubo interno, sendo estes os
elétrons que não participavam da ligação, e os outros quatro elétrons distribuídos
no vértice no cubo externo representando assim os elétrons de valência. Kossel
concebia o átomo com estrutura circular, onde os elétrons eram distribuídos em um
circulo interno com dois elétrons e os quatro últimos no circulo externo como o
circulo de valência.
32
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.
A Figura 03 mostra a estrutura química proposta por Lewis em sua
publicação de 1916 para o gás cloro, satisfazendo a regra do octeto.
33
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
Na figura 04 mostra a proposta de Lewis para a ligação da molécula
de oxigênio, o compartilhamento de dois elétrons de valência, na mesma
publicação de 1916. Este é um exemplo de uma ligação dupla entre os átomos de
oxigênio.
34
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.
A Figura 05 mostra os diagramas de Lewis para a representação dos
átomos mostrando somente os elétrons de valência.
35
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?
Quando temos átomos ou íons ligados a outros, dizemos que existe uma
ligação química entre eles. Se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons
tem energia menor do que a energia total dos átomos separados, uma molécula
será formada, somente se esta for mais estável e tiver menor energia do que os
átomos individuais. (BRADY, 2002). Para entendermos melhor em termos de
estrutura eletrônica, tomamos o elemento hidrogênio com o nível 1s incompleto
sendo instável com certa afinidade eletrônica para formar moléculas de hidrogênio,
ligando-se a outro átomo diminuindo sua energia e consequentemente ficando mais
estável. Elementos do grupo 18, que são os gases nobres: hélio, neônio, argônio,
criptônio, xenônio e radônio, conhecidos por sua inércia química. Estes são
monoatômicos e geralmente não reagem com nenhum outro átomo. Suas baixas
reatividades decorrem do fato de suas energias já serem menores, não podendo
geralmente ser diminuídas ainda mais pela formação de compostos. O fato da
36
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).
____________________________
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. ² Encontra-se também na literatura chamado de eletropositivos.
37
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).
As moléculas diatômicas homonuclear apresentam, os mesmos pares de
elétrons dividindo as mesmas energias, sendo consideradas apolares - cargas
parciais iguais à zero. Entretanto as moléculas diatômicas heteronucleares, são
consideradas polares, pois devido às diferenças entre os números de pares de
elétrons compartilhados por cada átomo, são desiguais, sendo um destes átomos
com maior número de elétron, tendendo a uma maior eletronegatividade do que o
38
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.
________________________ ³(1D =3,33564 x 10
-30 C m) C = coulomb por metro.
39
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.
_________________________ 4 Paramagnetismo - é uma propriedade de elétrons desemparelhados, no orbital atômico.
40
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.
Para melhor entendimento tomamos como exemplo a molécula da amônia
NH3, sua espécie é do tipo AX3E, neste caso temos quatro pares de elétrons
41
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 sobreposição dos orbitais aumenta a probabilidade de determinar os
elétrons na ligação, assim ocorre uma maior possibilidade de se encontrar os
elétrons entre os dois núcleos.
42
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
As ligações Sigma σ ocorrem quando após a sobreposição dos orbitais a
distribuição dos elétrons resultante acumula-se entre os núcleos é chamada de
sigma σ. As ligações PI π são sobreposições do orbital p, em que este orbital só se
sobrepõe lado-a-lado, formando uma ligação chamada de π.
43
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
Até aqui, a TLV não pode explicar como ocorre às ligações de moléculas
poliatômicas. Com essa limitação Linus Pauling determinou uma teoria chamada de
Hibridização dos orbitais atômicos, sendo criados orbitais híbridos com a junção
dos orbitais atômicos s e p e ou d de um átomo. A partir da estrutura eletrônica em
seu estado fundamental, com o fornecimento de energia no orbital s ou p o elétron
passa para o outro orbital, num estado de excitação, estes tornando orbitais vazios,
possibilitando mais um número possível de ligações ocorrendo à hibridização ou
não dos orbitais que são as combinações entre orbitais para predizer a estrutura
geométrica da molécula. (RAMOS, 2008).
44
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
Figura10: mostrando um orbital molecular de anti-ligação do tipo sigma.
Fonte: http://vsites.unb.br/iq/Kleber/cursosvirtuais/qq/aula-19/aula-19htm
45
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.
O.L. = ½ nº de elétrons em OM ligante – nº de elétrons em OM antiligantes.
46
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.
As ligações em metais e ligas metálicas e suas estruturas, não são tão bem
compreendidas como aquelas existentes nos compostos iônicos e covalentes.
Qualquer teoria adequada da ligação metálica deve explicar tanto a ligação entre
um grande número de átomos idênticos num metal puro, como entre átomos de
metais diferentes. Em 1900, Drude imaginou um metal como sendo um retículo
onde os elétrons podem se mover livremente. Lorentz em 1923 aperfeiçoou a idéia
que sugeriu que os metais fossem constituídos por um retículo de esferas rígidas
47
imersos num “mar” de elétrons de valência que podiam se mover através dos
interstícios existentes no retículo.
48
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.
Figura 13: Representação da orientação de dois dipolos permanentes. Fonte: http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/index.htm
49
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
Mesmo em moléculas que não possuem momento de dipolo permanente,
moléculas formadas por ligações covalentes apolares existem uma força de
atração. A natureza destas forças requer a mecânica quântica para sua correta
descrição, mas foi primeiramente reconhecida pelo físico polonês Fritz London
(1900-1954), que as relacionou com o movimento eletrônico nas moléculas.
London sugeriu que, em um determinado instante, o centro de carga negativa dos
elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Esta flutuação
eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, em dipolos instantâneos,
mesmo que, após certo intervalo de tempo, a polarização média seja zero. Estes
dipolos instantâneos não podem orientar-se para um alinhamento de suas
moléculas, mas eles podem induzir a polarização das moléculas adjacentes,
resultando em forças atrativas. Estas forças são conhecidas como forças de
dispersão (ou forças de London), e estão presentes em todas as moléculas
apolares e, algumas vezes, mesmo entre moléculas polares. (KOTZ, 2005).
50
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.
Na Figura 16, expõe como ocorre à ligação intermolecurar entre o hidrogênio
e oxigênio em moléculas distintas, Formando ligações de hidrogênio.
51
a b
Figura 16- Representação de ligações de
hidrogénio (...) em a. H2O; b. H2O / NH3.
Figura 16: Representação da formação das ligações intermoleculares, pontes de hidrogênio. Fonte: http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/index.htm
52
4 METODOLOGIA
A pesquisa foi realizada através de um questionário investigativo,
empregado aos alunos de graduação do curso de Química da Universidade
Federal do Rio Grande do Norte, nos dois períodos iniciais, nas modalidades de:
Licenciatura; Bacharelado e Química do Petróleo. A opção por questionário escrito
foi feita para possibilitar a coleta de dados de um número significativo de alunos de
forma rápida. Por outro lado, a opção por alunos do curso de Química da
Universidade Federal do Rio Grande do Norte, ocorreu por ser o local de curso de
Pós-graduação do pesquisador e por terem poucos trabalhos investigativos a
alunos de graduação com o tema de Ligações Químicas.
A metodologia da pesquisa foi dividida em duas etapas, a primeira foi à
escolha de um instrumento de investigação para analisar os problemas de
aprendizagem em estudantes de graduação sobre o conteúdo de ligações
químicas. O critério utilizado foi à escolha de um instrumento já validado por outro
autor, que apresentasse questões abertas para a interpretação livre dos
estudantes, permitindo assim mais liberdade para expressar sua opinião.
O artigo escolhido neste estudo, como objeto investigação, foi o artigo:
Concepciones de los alumnos sobre El enlance químico antes, durante y después
de La ensenãnza formal. Problemas de aprendizaje, de José Maria de Posada de
1999.
O artigo contém tanto um questionário para resolução das questões de
forma escrita, quanto um questionário aplicado oralmente a cada turma
pesquisada, pelo próprio autor do artigo. O questionário utilizado nesta pesquisa –
apresentado no Apêndice A - baseou-se em três perguntas do questionário escrito
e duas perguntas do questionário oral, formando cinco questões abertas de forma
que o aluno desenvolva livremente, tanto suas concepções adquiridas no ensino
formal, cursos pré-vestibulares, primeiros períodos da graduação e o próprio
cotidiano do aluno, possibilitando expor, se houver problemas de aprendizagem
sobre o tema ligações Químicas - base fundamental e importante para as outras
áreas do conhecimento Químico.
53
Vale salientar que o questionário também incluía perguntas socioculturais
para que tivéssemos uma análise do perfil dos alunos participantes.
A segunda etapa foi à aplicação do questionário nas turmas de graduação
do curso de química da Universidade Federal do Rio Grande do Norte, respondidos
por 147 alunos com faixa etária entre 17 a 25 anos, em que os mesmos
começaram a estudar os conceitos Químicos a partir do ensino fundamental.
A aplicação foi dividida em dois períodos, no segundo e no primeiro período
do curso de química, respeitando a cronologia ministrada. A aplicação do
questionário aos alunos do segundo período foi no dia 13 de novembro de 2009 em
duas turmas - de licenciatura e bacharelado - os alunos desse período já havia
estudado o conteúdo de Ligações Químicas. E a aplicação do questionário aos
alunos do primeiro período do curso, no dia 26 de março de 2010, em turmas de
bacharelado, química do petróleo e licenciatura, nestas turmas os alunos ainda não
tinham estudado o tema de Ligações Químicas, em nível de graduação.
O objetivo da aplicação do questionário dividido em dois períodos foi para se
ter uma análise mais abrangente, do nível de conhecimento dos discentes nos
períodos iniciais do curso de química, sobre o tema de ligações químicas e em
todas as modalidades: bacharelado, licenciatura e química do petróleo.
O instrumento investigativo foi empregado às turmas das disciplinas de
Química Fundamental I e Química Fundamental II. Foram feitos os pedidos a cada
professor ministrante de cada disciplina, com antecedência para concederem à
aplicação do questionário, que aceitaram o pedido e concederam trinta minutos
restantes de suas aulas para execução do mesmo.
O tempo de aplicação foi de aproximadamente trinta minutos. Antes da
aplicação dos questionários em cada turma, foi explicado para os alunos a
importância do trabalho de pesquisa que estava sendo desenvolvido e sobre a
participação dos estudantes com clareza e seriedade, mas sem a preocupação
com acertos e erros, que tratassem com naturalidade pois os questionários não
seriam identificados. Os estudantes concordaram em contribuir com a pesquisa.
Distribuídos os questionários, foi lido para todas as turmas cada uma das
questões, de forma a ficar mais claro para o aluno. Na primeira questão explicamos
que os alunos teriam que desenhar um recipiente fechado contendo átomos de
oxigênio, pois a questão de número 01 continha um erro conceitual (gás no
54
recipiente, não há uma única molécula) nesse caso foi explicado de início que em
vez de gás, no parêntesis, era átomos no recipiente, pois essa questão tem a
intenção de induzir o aluno a pensar que nas condições normais de temperatura e
pressão não existem átomos de oxigênio separados. Também foi pedido que os
alunos respondessem individualmente e se tivessem a tabela periódica poderia
fazer uso da mesma
Observamos que o tempo para que os alunos respondessem as questões foi
satisfatório, pois antes do termino de cada tempo, todos os alunos já haviam
entregado o material. Após cada aplicação foi realizado o agrupamento dos
questionários de acordo com o tempo que cada aluno entregava o material para
facilitar, a análise após as aplicações.
Terminado a execução de todas as turmas, a análise dos dados surgiu a
partir da leitura cuidadosa de todas as respostas dos estudantes, encontrando
padrões comuns de respostas, de modo que pudéssemos agrupar as respostas em
categorias, onde está mostrado nos quadros e figuras no capítulo cinco dos
resultados e discussão. Foi elaborado uma planilha na plataforma microsoft Excel,
com todas as perguntas do questionário sociocultural, e das cinco questões, para
facilitar a decomposição dos questionários. A categorização das respostas do
questionário foi pesquisada de forma a ter um parâmetro de resposta coerente com
o que se pedia - descrita no Apêndice B – foi determinado que respostas
aproximadas fossem contadas igualmente, por exemplo, um aluno X respondeu na
quinta questão que ligação iônica, são ligações entre metal e ametal, outro aluno Y
respondeu a mesma questão que ligações iônicas ocorria entre metal e não metal,
nesse caso constituímos como duas respostas iguais, e não como distintas.
Para facilitar o entendimento do percurso metodológico, foi elaborado um
organograma na Figura 17, que mostra cada passo realizado.
55
Figura 17: Organograma do percurso metodológico.
PERCURSO
METODOLÓGICO
1ª ETAPA
2ª ETAPA
ESCOLHA DO INSTRUMENTO DE
INVESTIGAÇÃO
APLICAÇÃO DOS QUESTIONÁRIOS
2º PERÍODO DE CURSO DISCIPLINAS
DE QUÍMICA FUNDAMENTAL II
LICENCIATURA 12 PARTICIPANTES
1º PERÍODO DE CURSO DISCIPLINAS DE
QUÍMICA FUNDAMENTAL I
BACHARELADO 10 PARTICIPANTES
LICENCIATURA 46 PARTICIPANTES
BACHARELADO 40 PARTICIPANTES
Q. DO PETRÓLEO 39 PARTICIPANTES
56
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
Apresentamos a análise das respostas dadas pelos estudantes às questões
do instrumento investigativo.
A primeira questão envolve a elaboração de desenhos para representar os
átomos de oxigênio, de modo a esclarecer como os estudantes compreendem a
estabilidade dos átomos, natureza da ligação covalente, estrutura interna dos
gases e ligações intermoleculares em compostos com ligações covalentes.
O objetivo desta questão é induzir os estudantes a pensar em que, nas
condições normais de temperatura e pressão, não existem átomos de oxigênio na
forma elementar, só existindo em sua forma molecular, nesse caso específico,
combinado com outro átomo de oxigênio. É uma questão que propicia o estudante
a expor sua competência em diferenciar o átomo estudado separadamente na
forma elementar e como encontramos os elementos na natureza.
Esperávamos que os alunos compreendessem que, se os átomos estão
separados, têm maior energia e são instáveis, tendem a se unirem e ao final do
processo diminuir sua energia livre, formando moléculas do gás oxigênio, pois não
existem na natureza átomos separados, com exceção dos gases nobres.
Para melhor entendimento, a 1ª questão foi dividida em parte 1A, 1B e 1C. A
parte 1A, busca entender como os estudantes representam os átomos no
recipiente através de desenhos.
O modelo considerado como resposta coerente ocorrerá se o aluno
desenhar um recipiente fechado, com pequenas bolas em forma de bolas de bilhar
ou pequenos pontos isolados, soltos dentro do recipiente, podendo colocar setas
como se estivessem tendendo a se unir umas as outras. O quadro 01 apresenta
uma estatística das respostas dadas pelos estudantes na 1ª questão, parte 1A.
57
1ª Questão - parte 1A: Suponha, por um momento, que você tem uma
garrafa cheia de átomos de oxigênio. Desenhem, em escala atômica, os átomos.
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
REPRESENTAÇÃO DOS ÁTOMOS NO RECIPIENTE ATRAVÉS DE DESENHOS
EM BRANCO ÁTOMOS JUNTOS ÁTOMOS DISTANTES
84 33 30
Quadro 01: Números das respostas dadas pelos estudantes na 1ª questão - parte 1A.
Observe que 84 estudantes, correspondendo a 57% destes não
apresentaram um modelo, deixando a resposta em branco, tendo dificuldade de
percepção abstrata em escala microscópica, dificuldade esta ocorrida por não
conceberem a representação do átomo no estado elementar.
Como nos resultados encontrados por Caamaño e Casassas (1987), em
situação equivalente a esta pesquisa, torna evidente que existe um número
significativo de alunos que não conseguem reconhecer os átomos na sua forma
elementar, os estudantes não conseguem descrever os modelos aceitos
cientificamente para representar os átomos, usando uma concepção microscópica.
Logo abaixo, apresenta-se a figura 18 constituído das respostas analisadas
na 1ª questão, parte 1A.
58
REPRESENTAÇÃO DOS ÁTOMOS NO RECIPIENTE
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES
57,14%
22,45%20,41%
0,00%
10,00%
20,00%
30,00%
40,00%
50,00%
60,00%
1
TOTAL DE 147 ESTUDANTES
NÃO DESENHOU
ÁTOMOS JUNTOS
ÁTOMOS DISTANTES
Figura 18: Diagrama dos resultados das respostas da 1ª questão - parte 1A.
Apenas 30 estudantes, 20,4% destes, de acordo com a pergunta,
compreenderam que os átomos estariam separados e tenderiam a se unir para a
formação das moléculas do gás oxigênio. Alguns mostraram setas representando
a tendência da união dos átomos.
A figura 19 mostra uma das respostas tidas como correta para a 1ª questão,
veja que o aluno desenhou o recipiente fechado com os átomos de oxigênio,
representado por pequenas bolas espalhadas por toda área interna do recipiente,
com setas indicando que os átomos iriam se unir para a formação da molécula do
oxigênio, resultando no abaixamento da sua energia livre.
Figura 19: Recipiente fechado, com os átomos de oxigênio representados por pequenas bolas espelhados por tudo o recipiente.
59
Na 1ª questão, parte 1B pede-se que o estudante, após desenhar os átomos
no recipiente, justifique se os átomos estarão estáveis ou não, nesse caso o aluno
teria que justificar que os átomos no seu estado elementar tendem a unir-se,
diminuindo sua energia livre e adquirindo estabilidade. O quadro 02 mostra a
estatística das respostas dos estudantes na 1ª questão parte 1B.
1ª Questão – parte 1B: Suponha, por um momento, que você tem uma garrafa
cheia de átomos de oxigênio... Justifique se será estável ou não.
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
SE OS ÁTOMOS NO RECIPIENTE ESTÃO ESTÁVEIS
EM BRANCO NÃO ESTÃO ESTÁVEIS ESTÃO ESTÁVEIS
59 51 37
Quadro 02: Números das respostas dadas pelos estudantes 1ª questão - parte 1B.
Observe que dos 84 alunos que não desenharam, na 1ª questão, parte 1A,
25 deles responderam sobre a estabilidade, ficando apenas 59 questionários em
branco, mostrado no quadro 02.
Considera-se a resposta correta se o estudante compreender que os átomos
de oxigênio não estão estáveis. O oxigênio nas condições normais de temperatura
e pressão, CNTP, é encontrado no estado gasoso, formando moléculas diatômicas
de forma molecular O2. Devido a sua elevada afinidade eletrônica, o oxigênio
diminui sua energia combinando-se, nesse caso com outro átomo de oxigênio,
como conseqüência, diminuindo sua energia e se estabilizando.
A seguir, apresenta-se a figura 20, que é um diagrama, constituído das
respostas da 1ª questão, parte 1B.
60
QUANTO A ESTABILIDADE DOS ÁTOMOS NO RECIPIENTE
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES
40,14%
34,69%
25,17%
0,00%
5,00%
10,00%
15,00%
20,00%
25,00%
30,00%
35,00%
40,00%
45,00%
1
TOTAL DE 147 ESTUDANTES
NÃO RESPONDEU
NÃO ESTÃO ESTÁVEIS
ESTÃO ESTÁVEIS
Figura 20: Diagrama dos resultados das respostas da 1ª questão - parte 1B.
Como mostra o quadro 02 e a figura 20, apenas 51 estudantes, cerca de
35% destes, responderam corretamente que os átomos de oxigênio não estão
estáveis e tendem a unir-se. Estes alunos compreenderam que as substâncias
encontradas na natureza neste caso, estão na forma molecular.
De forma que, compreenderam que os átomos de oxigênio em seu estado
fundamental estão instáveis devido a serem 5radicais livres e, portanto, bastante
reativos.
Observa-se que 37 estudantes, correspondendo a 25% destes, respondeu
que os átomos separados são estáveis, sendo este um erro significativo, pelo seu
nível de ensino e por estarem fazendo um curso universitário, os estudantes ainda
não entenderam que átomos separados não estão estáveis, com exceção dos
gases nobres.
______________________________
5Radicais livres – são moléculas ou átomos com número impar de par de elétrons. Os radicais livres
possuem elétrons de valência desemparelhados, e, portanto, são altamente reativos, podendo inclusive reagir entre si em uma dimerização para formar uma molécula com todos os elétrons emparelhados.
61
A Figura 21 mostra um dos questionários que apresenta a resposta
coerente, como observado a maioria dos que justificaram os átomos de oxigênio
não estão estáveis, porém não apresenta resposta coerente como ocorrerá a união
desses átomos.
Figura 21: Um dos questionários que apresenta resposta correta quanto à estabilidade dos
átomos de oxigênio.
Na 1ª questão, parte 1C, após o aluno desenhar os átomos no recipiente,
pede-se que justifique a resposta anterior, quanto à estabilidade do átomo. Nesse
caso considera a justificativa correta se o aluno descrever que os átomos de
oxigênio não estão estáveis, pois os átomos de oxigênio estão com alta energia
potencial e que para diminuir essa energia o átomo liga-se a outro, formando
moléculas, diatômicas O2. O quadro 03 mostra a estatística das respostas
analisadas na 1ª questão parte 1C.
1ª Questão – parte 1C: Suponha, por um momento, que você tem uma garrafa
cheia de átomos de oxigênio... O que pode acontecer?
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
DOS 88 QUE RESPONDERAM QUANTO A ESTABILIDADE JUSTIFICARAM QUE:
NÃO RESPONDEU UNEM-SE MOVEM-SE
46 33 9
Quadro 03: Números das respostas dadas pelos estudantes 1ª questão - parte 1C.
62
Na 1ª questão parte 1C, os alunos limitaram a explicar a ligação somente
pela regra do octeto, que os átomos estabilizariam quando completassem a
camada de valência com oito elétrons. Logo abaixo, apresenta-se a figura 21, o
diagrama constituído das respostas analisadas na 1ª questão, parte 1C.
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES QUE JUSTIFICARAM A UNIÃO
DOS ÁTOMOS
63,64%
36,36%
0,00%
10,00%
20,00%
30,00%
40,00%
50,00%
60,00%
70,00%
1
TOTAL DE 33 ESTUDANTES
SATISFAZER A REGRA DO
OCTETO
DIMINUIR SUA ENERGIA
Figura 22. Diagrama dos resultados das respostas da 1ª questão – parte 1C.
Como mostrado na Figura 22, dos 33 alunos que justificam que os átomos
tenderiam a se unir, 21 justificaram que a união correria para satisfazer a regra do
octeto, confirmando o que MORTIMER (1994) encontrou em seus resultados,
evidências do caráter dogmático existente o ensino de química e apenas 12 alunos
responderam corretamente, que a união seria para diminuir a energia livre.
A Figura 23 mostra um dos questionários que apresenta explicações quanto
à união dos átomos somente para satisfazer a regra do octeto. Neste questionário
o aluno não desenhou o recipiente, e explicou que os átomos de oxigênio estariam
estáveis.
63
Figura 23: Uma das explicações para a união dos átomos pela regra do octeto.
Nem todos os alunos completaram a 1ª questão. Na parte 1A, 66 alunos
desenharam, apresentaram um modelo do recipiente contendo os átomos de
oxigênio. Na parte 1B, 88 estudantes justificaram quanto à estabilidade e na parte
1C, apenas 33 estudantes indicaram que pode ocorrer à união dos átomos para a
formação de moléculas.
A 2ª questão foi dividida em parte 2A e 2B para melhor entendimento. A
parte 2A, busca entender como os estudantes explicariam a formação da ligação
entre os átomos de flúor. E a parte 2B investiga, na mesma questão, as ligações
intermoleculares entre as moléculas de flúor.
O quadro 04 mostra os resultados obtidos na 2ª questão – parte 2A. A
questão aborda especificamente, qual o tipo de ligação química é predominante
entre os átomos de flúor.
“2ª Questão – parte 2A: A molécula de Flúor (F2) é diatômica (constituída por
dois átomos de flúor). Indique como podem ser unidos os dois átomos”.
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
QUAL O TIPO DE LIGAÇÃO
NÃO RESPONDERAM LIGAÇÃO COVALENTE LIGAÇÃO IONICA
76 70 01
Quadro 04. Números das respostas dadas pelos estudantes 2ª questão – parte 2A.
Essa questão trata da ligação covalente da molécula do Flúor, como também
de sua ligação intermolecular com outras moléculas por forças de London ou
64
Dipolo-instantâneo. Apenas 70 estudantes, 48% destes, responderam
corretamente que os átomos estão ligados predominantemente por ligação
covalente.
Um número significativo de estudantes não respondeu a questão, 76 alunos
correspondendo a 51,7%, sendo um dado preocupante. Com esses dados pode-se
comparar com os problemas de aprendizagem apontados no artigo de Marcondes
e Fernandes, segundo esses autores uma das causas é a dificuldade de diferenciar
entre uma ligação iônica e covalente e que “átomos de elementos com alta
afinidade eletrônica tendem a unir-se através da ligação iônica”, pois para os
alunos uma ligação covalente é mais fraca que a iônica.
A seguir, apresenta-se a figura 24, que é um diagrama, constituído das
respostas da 2ª questão, parte 2A.
QUAL O TIPO DE LIGAÇÃO
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES
51,70%47,62%
0,68%
0,00%
10,00%
20,00%
30,00%
40,00%
50,00%
60,00%
1
TOTAL DE 147 ESTUDANTES
NÃO RESPONDERAM
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO IONICA
Figura 24. Diagrama dos resultados das respostas da 2ª questão – parte 2A.
A Figura 25 mostra um dos questionários analisados, que teve como a
maioria das respostas dos estudantes, que os átomos de flúor estariam
predominantemente unidos por ligações covalentes.
65
Figura 25: Um dos questionários que representa a maioria das respostas analisadas, ligação
covalente.
O quadro 05 mostra os resultados obtidos na 2ª questão – parte 2B. A
questão aborda especificamente, as ligações intermoleculares entre as moléculas
do Flúor.
“2ª Questão – parte 2B: A molécula de Flúor (F2) é diatômica (constituída por
dois átomos de flúor).... Discuta sobre a interação entre estas moléculas de Flúor”.
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
QUAL TIPO DE LIGAÇÃO INTERMOLECULAR
NÃO
RESPONDERAM REGRA DO OCTETO
FORÇA DE
LONDON DIPOLO-DIPOLO
120 11 10 6
Quadro 05: Números das respostas dadas pelos estudantes 2ª questão – parte 2B.
Quanto às forças intermoleculares que ligam as moléculas de Flúor, parte
2B, investigado na mesma questão, apenas 10 estudantes, cerca de 7% deles,
acertaram, respondendo sobre a ligação intermolecular. Um dado novamente
preocupante é que 120 alunos, 82% do total de questionários aplicados, não
responderam sobre as forças intermoleculares, não entenderam o que são as
ligações intermoleculares e, consequentemente, não distinguem entre ligações
intra e intermolecular.
Abaixo temos a Figura 26, o diagrama estatístico dos resultados das
respostas dadas pelos estudantes, que expõe melhor os dados coletados. Da 2ª
questão parte 2B.
66
QUAL O TIPO DE LIGAÇÃO INTERMOLECULAR
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES
81,63%
7,48% 6,80% 4,08%
0,00%
10,00%
20,00%
30,00%
40,00%
50,00%
60,00%
70,00%
80,00%
90,00%
1
TOTAL DE 147 ESTUDANTES
NÃO RESPONDERAM
REGRA DO OCTETO
FORÇA DE LONDON
DIPOLO-DIPOLO
Figura 26: Diagrama representacional dos resultados das respostas da 2ª questão – parte 2B.
Se comparado com os dados analisados com o artigo de Peterson e
Treagust (1989b), o alunos confundem ligações intermoleculares com ligações
intramolecular. O quadro 05 e a figura 26 mostram como os alunos descrevem as
forças intermoleculares somente para satisfazer a regra do octeto, se comparado
com os alunos que responderam sobre as forças intermoleculares 40,7% deles
confundiram em explicar a força intermolecular com uma “regra” que é aplicado as
forças intramolecular.
A seguir, a Figura 27 mostra um dos questionários com resposta incorreta,
como se as moléculas de flúor tivessem dipolos permanentes, mas nesse caso
ocorrendo dipolos induzidos entre as moléculas de flúor.
Figura 27. Um dos questionários que apresenta resposta incorreta quanto às forças
intermoleculares.
67
O quadro 06 apresenta o resultado da 3ª questão, esta questão investiga se
os alunos têm a competência para representar, a partir do símbolo de Lewis, a
ligação dos átomos para a formação da molécula. Cujos elétrons envolvidos em
ligações químicas são os elétrons da camada de valência, localizados no nível
incompleto mais externo do átomo.
“3ª Questão: Faça a estrutura de Lewis para as seguintes substâncias, nas CNTP:
KCl, N2, HCl e Ca”.
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
ESTRUTURA DE LEWIS PARA AS SEGUINTES SUBSTÂNCIAS
KCl N2 HCl Ca
CORRETO 15 52 80 54
ERRADO 108 71 48 55
EM BRANCO 24 24 19 38
Quadro 06. Resultados das respostas dos alunos na 3ª questão.
Para que os resultados apresentados fiquem mais claros, foi analisado cada
composto separadamente. No composto iônico do KCl apenas 15 alunos, cerca de
15,2% dos alunos, representaram corretamente, os 108 alunos que erraram, cerca
de 73% do total, representaram o composto com uma linha entre os símbolos de
Lewis, como se a ligação ocorresse pela predominância covalente. Podemos
comparar os resultados analisados nesta pesquisa com as principais dificuldades
dos estudantes apontados no artigo de Marcondes e Fernandes, em que os
estudantes apresentam grande dificuldade para explicar a natureza da ligação
química entre as substâncias. As formas como os estudantes representam
quimicamente as substâncias são dificuldades que merecem atenção.
Com relação à representação de uma ligação covalente, percebe-se que há
certa facilidade na representação, pois o HCl foi corretamente representado por 80
68
alunos, cerca de 54% deles. Percebe-se pelos resultados que os estudantes têm
dificuldade de representar ligações triplas como na molécula de N2. Apenas 54 dos
estudantes souberam representar o símbolo de Lewis para o átomo de Cálcio no
seu estado fundamental, sem nenhum tipo de ligação. Como mostra os resultados,
percebe-se uma quantidade significativa de alunos ainda com dificuldade e falta de
familiaridade de representação das Estruturas de Lewis.
Abaixo se encontra a Figura 28, o diagrama representacional dos resultados
obtidos nas análises dos questionários para a 3ª questão.
ESTRUTURA DE LEWIS PARA AS SEGUINTES SUBSTÂNCIAS
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES
10%
35%
54%
37%
73%
48%
33%37%
16% 16%13%
26%
0%
10%
20%
30%
40%
50%
60%
70%
80%
KCl N2 HCl Ca
TOTAL DE 147 ESTUDANTES
CORRETO
ERRADO
EM BRANCO
Figura 28. Diagrama representacional dos resultados das respostas da 3ª questão.
Para melhor discutirmos essa 3ª questão, apresentamos as figuras 29 e 30
em que estão mostrados alguns erros dos estudantes na 3ª questão.
69
Figura 29. Erro – não mostra a ligação; erro também na distribuição dos elétrons na camada
de valência.
Observa-se na figura 29 que o aluno não conseguiu fazer a distribuição dos
elétrons da camada de valência na representação de Lewis para os átomos de
potássio, nitrogênio e cálcio, como também não representaram as ligações iônicas
e covalentes.
Figura 30. Erro – não mostra a ligação, erra nos elétrons de valência.
Na figura 30, que mostra um dos questionários respondidos pelos
estudantes, observa-se que o aluno não conseguiu ao menos distribuir os elétrons,
nem tampouco o símbolo de Lewis para cada elemento.
A 4ª questão apresentado no quadro 07, analisa a capacidade de
observação dos alunos, se os átomos tendem a diminuir sua energia após ligar-se
a outro átomo, formando moléculas para estabilizar energeticamente de acordo
com a aplicação da Lei de Hess. A estatística desta questão está no quadro 07.
70
“4ª Questão: Por que os átomos se unem para formar moléculas?”
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
POR QUE OS ÁTOMOS SE UNEM PARA FORMAR MOLÉCULAS?
ADQUIRIR
ESTABILIDADE
OBEDECE A REGRA DO
OCTETO EM BRANCO
80 25 42
Quadro 07. Números das respostas dos alunos na 4ª questão.
De acordo com os resultados obtidos, 80 estudantes, correspondente a 54%
deles, responderam corretamente que os átomos tendem a se estabilizar para
diminuir sua energia, a partir das energias de ionização e afinidade eletrônica de
cada átomo. No entanto 25 alunos, 17% destes, ainda explicaram a estabilização
da formação das moléculas para satisfazer a regra do octeto, no qual os átomos
estariam estabilizados a partir da transferência e ou compartilhamento de elétrons
na camada de valência para completarem o octeto.
A seguir, está a Figura 31 do diagrama representacional dos resultados
obtidos nos questionários respondidos na 4ª questão.
JUSTIFICATIVA DOS ESTUDANTES PARA A FORMAÇÃO DAS
MOLÉCULAS
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES
54,42%
17,01%
28,57%
0,00%
10,00%
20,00%
30,00%
40,00%
50,00%
60,00%
1
TOTAL DE 147 ESTUDANTES
ADQUIRIR ESTABILIDADE
OBEDECE A REGRA DO OCTETO
EM BRANCO
Figura 31. Diagrama representacional dos resultados das respostas da 4ª questão.
71
Os erros apontados por Fernandes e Marcondes (2006), também foram
verificados nesta pesquisa, no caso mais específico esta 4ª questão onde os
alunos explicam que forma errônea que a união dos átomos para a formação de
compostos, seja molecular ou iônica, simplesmente para satisfazer a “regra do
octeto”. Não compreendendo que a regra não explica por que ocorre a ligação,
sendo a regra apenas um fato observado em ligações de compostos mais simples.
A Figura 32, que está abaixo, mostra um dos questionários respondidos na
4ª questão, onde o aluno respondeu de forma simples, explicando superficialmente
a formação de moléculas.
Figura 32. Resposta de um dos estudantes para a 4ª questão, onde responde de forma
superficial a formação das moléculas.
O quadro 08 apresenta a última questão de número 05, que serviu para
avaliar como os alunos definem as ligações iônicas e covalentes. A maioria dos
estudantes respondeu pela diferença de energia de ionização e afinidade eletrônica
(ou seja, a eletronegatividade), caracterizando os elementos como metal e não-
metal, em que uma ligação iônica ocorre pela transferência e doação de elétrons
na formação do composto iônico. Alguns deles responderam que a ligação
covalente ocorre através do compartilhamento de elétrons na camada de valência,
sendo uma ligação entre um não metal e um não metal. A análise dos resultados
desta questão está no quadro 08.
72
“5ª Questão: Qual a diferença entre uma ligação iônica e uma ligação covalente?”
TOTAL DE 147 QUESTIONÁRIOS
DIFERENÇA ENTRE LIGAÇÃO IÔNICA E UMA LIGAÇÃO COVALENTE?
RESPOSTAS
LIGAÇÃO
IÔNICA
LIGAÇÃO
COVALENTE
TRANSFERENCIA DE ELÉTRONS 66 1
METAL MAIS NÃO METAL 31 0
COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS 1 68
NÃO METAL MAIS NÃO METAL 0 31
OUTROS 7 5
EM BRANCO 43
Quadro 08: Análise dos resultados da ultima questão do instrumento de investigação.
Todos os 104 alunos definiram tanto a ligação iônica como covalente, do
ponto de vista simplificado tal como visto no ensino médio, quase todos os
estudantes definiram um não metal, como ametal, atualmente os livros didáticos de
graduação utilizam a nomenclatura não metal.
A ligação covalente acontece pelo compartilhamento de elétrons. 31 alunos,
21% destes, responderam que as ligações químicas ocorrem pela diferença entre
metais e ametais na formação do composto, para diferenciar uma ligação iônica da
ligação covalente, e que a junção de um metal a um ametal caracteriza uma
ligação iônica e a junção entre dois ametais ocorre uma ligação covalente.
Logo abaixo está a Figura 33, que mostra o diagrama dos resultados
analisados nos questionários respondidos pelos estudantes na 5ª questão.
73
QUAL A DIFERENÇA ENTRE A LIGAÇÃO IÔNICA DA LIGAÇÃO
COVALENTE?
PORCENTAGEM DOS ESTUDANTES
45%
1%
21%
0%1%
46%
0%
21%
5% 3%
29%
0%
5%
10%
15%
20%
25%
30%
35%
40%
45%
50%
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO
COVALENTE
EM BRANCO
TOTAL DE 147 ESTUDANTES
TRANSFERENCIA DE ELÉTRONS
METAL MAIS NÃO METAL
COMPART. DE ELÉTRONS
NÃO METAL MAIS NÃO METAL
OUTROS
EM BRANCO
Figura 33. Diagrama representacional dos resultados das respostas da 5ª questão.
Na figura 33, o diagrama dos resultados das respostas dos estudantes da 5ª
questão um número significativo de estudantes souberam diferenciar uma ligação
iônica da ligação covalente, no entanto de forma superficial tal qual visto no ensino
médio.
Segue abaixo a Figura 34, mostrando um dos questionários com uma das
respostas mais encontradas entre os estudantes para a 5ª questão, onde a ligação
iônica ocorre com a perda e ganho de elétrons, a ligação covalente ocorre
compartilhamento de elétrons.
Figura 34. Um dos questionários com resposta mais encontradas entre os estudantes.
A seguir apresentamos a última figura de número 35, que é um diagrama
que compara os alunos de Química Fundamental I, que corresponde aos alunos do
74
primeiro período, e os alunos de Química fundamental II correspondendo a alunos
do segundo período, como foi desenvolvido na metodologia. Essa comparação
entre períodos é para ter uma análise de como os alunos desenvolvem suas
explicações de acordo com o nível de escolaridade em que se encontram aqueles
que tiveram o ensino de ligações químicas no ensino médio, dos alunos que já
estudaram esse mesmo tema na graduação. Como trabalho realizado por Posada,
1999, a diferença entre os níveis de estudo, como era de se esperar os estudantes
de Química Fundamental II, que já tinham estudado o Tema de Ligações Químicas
em nível de graduação, tiveram um melhor desempenho tanto no número de
respostas corretas quanto nas explicações apresentadas, mas apesar dos alunos
do segundo período mostrar melhor desempenho, ainda tiveram algumas
explicações fora do que consideramos cientificamente corretas.
Figura 35: Diagrama apresentando a diferença de desempenho dos alunos entre períodos.
Os alunos do primeiro período - Química Fundamental I – apresentaram
explicações claramente macroscópicas ao mundo atômico, responderam na
maioria dos casos de forma concreta não desenvolvendo justificativas em nível
75
atômico, diferente dos estudantes do segundo período, estes desenvolveram
melhores explicações a nível microscópico, evidencias equivalentes à aquelas
apresentadas por Posada, 1999, em seu trabalho e também o que analisamos
nesta pesquisa encontramos que à medida que aumenta o nível de estudo dos
alunos, diminuem as explicações a nível macroscópico.
Expondo os resultados da investigação realizada sobre o conhecimento de
alunos dos períodos iniciais dos Cursos de Química da UFRN, procura-se oferecer
subsídios que venham a orientar professores no desenvolvimento de instrumentos
que possam contribuir na superação de problemas de aprendizagem que os
estudantes possam ter, vindo a construir conhecimentos coerentes com os
conceitos científicos, em vez de memorizar sentenças, mesmo que essas sejam
corretas.
76
6 CONSIDERAÇÕES FINAIS
De acordo com os resultados obtidos no questionário investigativo,
percebemos alguns obstáculos que ainda surgem com alunos já na graduação,
problemas de aprendizagem e muitas vezes a solidez de noções claramente
macroscópicas ao mundo atômico. Mesmo com um nível mais elevado de
conhecimento, alguns ainda têm dificuldade de diferenciar um átomo no estado
elementar de molécula, como observado nos dados analisados na 1ª questão,
outros têm dificuldade de analisar e diferenciar ligações intramoleculares de
ligações intermoleculares, apresentados na 2ª questão.
Um ponto observado na pesquisa é a forma de explicar o modelo científico
para interpretar e explicar de forma mais clara o mundo microscópico, dificuldade
de abstração e de aplicação das Estruturas de Lewis para representar as ligações
químicas no plano. Os estudantes utilizam a regra do octeto para explicar quase
todos os fenômenos que envolvem as ligações químicas e ligações
intermoleculares. A tendência generalizada no ensino de química em atribuir a
estabilidade das substâncias à formação do octeto, sendo difícil para entender
estes fenômenos por energia de ionização e afinidade eletrônica característico de
cada elemento e suas particularidades.
Os erros encontrados por Fernandes e Marcondes (2006), também foram
verificados nesta pesquisa como a dificuldade dos alunos em distinguir entre uma
ligação covalente da iônica, não compreendendo qual o tipo de maior
predominância em cada composto formado. As ligações seriam formadas apenas
para satisfazer a “regra do octeto”, pois esta regra não explica por que as ligações
ocorrem, ela é apenas um fato verificado em alguns compostos simples. Um outro
erro analisado nesta pesquisa, que também é apontado por Fernandes e
Marcondes (2006) é que alguns estudantes definem as ligações iônicas como mais
fortes que as ligações covalentes, que tais ligações são mais fortes por que há uma
transferência de elétrons.
Verificamos também outros erros encontrados nesta pesquisa, que
podemos comparar com erros apontados por De Posada (1999), em alunos do
nível médio e que estes mesmos erros são quase que idênticos, onde os alunos
77
não conseguem identificar as forças intermoleculares em compostos formados por
ligações covalentes como foi investigado na 2ª questão.
Outra questão que observamos nos resultados obtidos foi à utilização de
aspectos antropomórficos para explicar a estabilidade das moléculas, como por
exemplo: “os átomos necessitam de camadas preenchidas”, como se fosse uma
necessidade humana, um erro encontrado nesta pesquisa que também foi comum
aos erros apontados no artigo de Taber (1998).
Um ponto preocupante que a pesquisa mostrou foi uma quantidade
significativa de alunos que não respondeu as questões, demonstrando insegurança
ou até mesmo desconhecimento de certos pontos importantes para o ensino de
ligações químicas, não tendo o domínio conceitual do assunto, os resultados aqui
obtidos, sugerem que esses estudantes tiveram uma formação inadequada no
ensino médio e que os exames para ingresso nas graduações se fizeram segundo
critérios flexíveis, pouco exigentes em termos de conhecimentos.
Tomando conhecimento destes pontos de dificuldades na aprendizagem dos
alunos sobre o tema ligações químicas, o professor pode criar estratégias de
ensino para tentar superar tais dificuldades. Planejando ações pedagógicas que
enfatizam os modelos, a estrutura de Lewis, as diferenças entre ligação iônica da
ligação covalente, também sugerimos como introdução, as energias de formação
dos compostos através da termodinâmica, antes das Ligações Químicas, para
facilitar o entendimento dos alunos quanto na formação de moléculas e a energia
reticular nas ligações iônicas.
Assim, os alunos poderão ter mais chances de compreender e desenvolver
um raciocínio abstrato, mas próximo do mundo atômico, utilizando modelos que
procuram explicar os fenômenos naturais, permitindo diferenciar ligações
covalentes e iônicas, forças intermoleculares, moléculas e íons de forma a
concretizar uma aprendizagem significativa para cada um dos estudantes.
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.
78
Vale salientar que esta pesquisa não teve a intenção de encontrar a solução
para os problemas aqui demonstrados, podendo ser um caminho a ser traçado
para o próximo, ou próximos trabalhos.
79
7 PERSPECTIVAS DO TRABALHO
Tomando conhecimento das dificuldades apresentadas neste trabalho, o
docente pode aplicar estratégias de ensino que possibilitem aos estudantes a
construção de uma aprendizagem significativa.
Como planejar estratégias para identificar as concepções alternativas,
elaboração de material didático que adote métodos pedagógicos contextualizados,
aplicando estratégias para superar o ensino memorístico e superficial sobre
Ligações Químicas.
80
REFERÊNCIAS
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APÊNDICE A: Questionário aplicado aos alunos do curso de Química.
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Programa de Pós-Graduação em Química
Pesquisa em Ensino de Química
QUESTIONÁRIO:
Este questionário não é uma avaliação das disciplinas de Química, mas uma
pesquisa sobre as concepções alternativas dos estudantes sobre alguns temas da
área de Química. Pedimos que responda a cada questão de modo sincero e
exponha de forma clara suas idéias.
O questionário é anônimo, mas necessitamos que nos forneça alguns dados
a fim de poder trabalhar melhor. Por favor, não omita nenhuma pergunta.
Sexo: ____Idade: __________ Ano de ingresso:______________
Matéria que cursa: _____________Ou cursou: ______________________
Em que nível de ensino começou a estudar Química? _____________
Com quantos anos? _______________
Estudou o ensino médio em escola: ( ) Pública ( ) Privada.
Terminou o ensino médio com quantos anos: _______________
1ª Questão: Suponha, por um momento, que você tem uma garrafa cheia de
átomos de oxigênio (apenas gás no recipiente, não há uma única molécula).
Desenhe, em escala atômica, os átomos. Justifique se será estável ou não. O que
pode acontecer?
2ª Questão: A molécula de Flúor (F2) é diatômica (constituída por dois átomos de
flúor). Indique como podem ser unidos os dois átomos. Discuta sobre a interação
entre estas moléculas de Flúor.
3ª Questão: Faça a estrutura de Lewis para as seguintes substâncias, nas CNTP.
KCl
N2
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HCl
Ca
4ª Questão: Por que os átomos se unem para formar moléculas?
5ª Questão: Qual a diferença entre uma ligação iônica e uma ligação covalente?
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APÊNDICE B: Parâmetros das respostas do questionário com base nos livros
didáticos do 3º grau.
1ª Questão: Suponha, por um momento, que você tem uma garrafa cheia de
átomos de oxigênio (apenas gás no recipiente, não há uma única molécula).
Desenhe, em escala atômica, os átomos. Justifique se será estável ou não. O que
pode acontecer?
Essa questão induz os estudantes a pensar que, nas condições normais de
temperatura e pressão, não existem átomos de oxigênio na forma elementar, só
existindo em sua forma molecular, combinado com outro átomo de oxigênio, é uma
questão que o estudante exponha sua competência de diferenciar entre o átomo
estudado separadamente na forma elementar e como este elemento se encontra
na natureza.
Observe que existem três perguntas que compõem a primeira questão:
a) Pede que o aluno desenhe um modelo que descreva os átomos de oxigênio
em um recipiente fechado, nesse modelo consideramos como resposta
coerente se o aluno desenhar um recipiente fechado, com pequenas bolas,
modelo de bolas bilhar, soltas dentro do recipiente podendo colocar setas
como se estivessem tendendo a se unir umas as outras.
b) Pede que o aluno justifique se os átomos de oxigênio são estáveis ou não,
consideramos correta a resposta se o estudante considerar que os átomos
de oxigênio não estão estáveis. pois encontramos o oxigênio nas condições
normais de temperatura e pressão, CNTP, no estado gasoso, formando
moléculas biatômicas de forma molecular O2, devido a sua elevada afinidade
eletrônica, o oxigênio diminui sua energia combinando-se, nesse caso com
outro átomo de oxigênio, como conseqüência, diminuindo sua energia e se
estabilizando.
c) Pede que o aluno justifique a resposta anterior, se os átomos estão estáveis
ou não, nesse caso considera a justificativa correta se o aluno descrever que
os átomos de oxigênio não estão estáveis, pois os átomos de oxigênio estão
com alta energia potencial e que para diminuir essa energia eles ligam a
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outro átomo de oxigênio formando moléculas, na forma de moléculas
biatômicas O2.
2ª Questão: A molécula de Flúor (F2) é diatômica (constituída por dois átomos de
flúor). Indique como podem ser unidos os dois átomos. Discuta sobre a interação
entre estas moléculas de Flúor.
A 2ª questão pede que o aluno explique qual ligação química é predominante na
molécula de Flúor, o aluno deve ter a competência para distinguir entre uma
ligação química covalente da iônica, perceber que ligações entre átomos iguais,
não metálicos com alta afinidade eletrônica ligam-se predominantemente por
ligações covalentes apolares. Átomos idênticos têm carga residual igual a zero.
Na mesma questão, investiga como as moléculas de flúor estão ligadas entre si,
quais forças unem as moléculas na formação da substância, nesse caso considera-
se como correta a resposta, se o aluno explicar que as ligações intermoleculares
que unem as moléculas são por forças de dipolo induzido/ dipolo induzido ou forças
de London ou forças de dispersão de London.
Esta força observada entre moléculas apolares, em que os elétrons em
átomos ou moléculas estão em um estado de movimento constante, quando dois
átomos ou moléculas apolares se aproximam, as atração e repulsões entre seus
elétrons e núcleos pode conduzir a distorções nas suas nuvens eletrônicas.
Ocorrendo dipolos que podem ser momentaneamente induzidos em moléculas
vizinhas, levando a uma atração intermolecular de dipolos induzidos, como ocorre
neste caso com as moléculas do Flúor.
“3ª Questão: Faça a estrutura de Lewis para as seguintes substâncias, nas CNTP”.
Nesta questão investiga se os alunos têm competência de descrever a
geometria molecular ou iônica em um plano, através de estruturas de Lewis.
Consideram-se coerentes as estrutura de Lewis desenhado com o símbolo de
Lewis, em que o símbolo do elemento representa o núcleo atômico junto com os
elétrons internos.
Até quatro elétrons de valência, representados por pontos, são colocado um
de cada vez ao redor do símbolo, a partir disso, se permanecer algum elétron de
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valência, ele deve ser colocado ao lado de algum que já esteja posicionado, a
ligação com outro átomo é representado por uma linha ligando os elétrons de
valência, representado cada par de ligações formada, e ligando os núcleos
atômicos, neste caso para representar uma ligação covalente.
Embora os símbolos de Lewis sejam utilizados na maioria das vezes para
identificarmos os elétrons de valência em ligações covalentes, também podemos
utilizá-los para descrever o que acontece durante a formação de íons. Nesse caso,
há uma transferência de elétrons do átomo menos eletronegativo para o mais
eletronegativo, podendo ser representado em vez de uma linha, por uma seta com
direção para o átomo mais eletronegativo, ou mais coerente coloca-se entre
colchetes o átomo mais eletronegativo com o sinal negativo acima representando
cada elétron adquirido, os colchetes em volta do átomo mais eletronegativo são
para demonstrar que todos os oito elétrons estão “orbitando” exclusivamente neste
íon.
..
KCl K . → . Cl : ou K → Cl ou K+ [ Cl ] –
. .
No caso do Cloreto de potássio, a ligação predominantemente é iônica, átomos de
Potássio são metais com apenas um elétron de valência, ligando-se a um átomo de
cloro que é um não metal com sete elétrons de valência, que comparado ao
potássio o cloro é significativamente mais eletronegativo, unidos
predominantemente por uma ligação iônica. Com estrutura semelhante ao cloreto
de sódio, célula unitária cúbica de corpo centrado.
N2 : N ≡ N :
O gás nitrogênio ou o dinitrogênio apresenta uma estrutura de Lewis com
ligação tripla, os dois átomos de nitrogênio compartilham três pares de elétrons. O
átomo de nitrogênio é um não metal e moléculas constituídas apenas por não
metais, estes estão unidos por ligações covalentes.
. .
HCl H ∙ − . Cl :
90
. .
O ácido clorídrico ou cloreto de hidrogênio apresenta uma linha representando uma
ligação simples entre os átomos de hidrogênio e cloro, o hidrogênio com apenas
um elétron compartilha com outros elétrons de valência do cloro, unido por uma
ligação predominantemente covalente polar, em que a molécula tende a ser mais
negativa na região do cloro, pois comparado ao hidrogênio é mais eletronegativo, a
região positiva encontra-se próximo do núcleo do hidrogênio.
Ca ∙ Ca ∙ ou Ca :
No caso do cálcio é simplesmente para que o aluno descreva a representação do
símbolo de Lewis para o cálcio, representa-se pelo símbolo do elemento com dois
pontos ao redor representando os seus dois elétrons de valência.
4ª Questão: Por que os átomos se unem para formar moléculas?
De modo geral, os átomos no seu estado elementar não são quimicamente
estáveis, devido as suas elevadas energias potenciais, os átomos tendem a se
combinar com outros átomos para a formação de moléculas ou íons compostos e
estruturas cristalinas iônicas, diminuindo sua energia livre e estabilizando. Ao
reagirem, suas configurações eletrônicas são alteradas pela formação das ligações
químicas. Considera-se resposta correta, se o aluno responder que os átomos
tendem a se unir para estabilizar energeticamente. Que a energia livre da molécula
é menor do que se o átomo estivesse sozinho.
5ª Questão: Qual a diferença entre uma ligação iônica e uma ligação covalente?
A transferência de elétrons entre os átomos, um átomo perde um elétron e outro
átomo ganha o elétron, onde na ligação entre um átomo metal e um não metal e
que a diferença de eletronegatividade seja considerável, produzindo íons, a atração
eletrostática dos íons opostos estabiliza a ligação, essa ligação é chamada de
iônica.
O compartilhamento de elétrons, entre dois átomos não metal, podendo ser
diatômicos homonucleares, ou que a diferença de eletronegativiada seja pequena,
o compartilhamento dos elétrons ligantes é quase eqüitativo por causa da
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similaridade entre as propriedades eletrônicas de ambos os átomos, por serem não
metais, essa ligação é chamada de covalente. Numa ligação covalente apolar os
elétrons ligantes são igualmente compartilhados pelos núcleos, enquanto que
numa ligação covalente polar isto não ocorre.