Dış Denetçi

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.

O diagrama usual formado pela combinação de orbital ligante e antiligante, mostrado na figura 11.

Figura 11: Formação de orbitais moleculares ligantes e antiligantes pela adição e subtração de

orbitais atômicos.

Fonte: http://zeus.qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/tom.pdf

A distribuição dos elétrons nos orbitais moleculares obedece aos mesmos princípios na distribuição dos orbitais atômicos, os princípios de Exclusão Pauli e a regra de Hund:

Na primeira regra do orbital molecular é que o mesmo número de orbitais moleculares OM formados é o mesmo de orbitais atômicos OA formadores fornecidos pelos átomos que se combinaram.

Na segunda regra é que o orbital molecular ligante OM tem nível mais baixo de energia do que os orbitais atômicos formadores. E o orbital antiligante tem nível mais elevado de energia.

Terceira regra, as distribuições dos elétrons na molécula partem dos orbitais de energia mais baixa até os de energia mais elevada segundo o principio de exclusão de Pauli e a regra de Hund.

A ordem destas ligações é definida como o número de pares de elétrons de ligação unindo a um par de elétrons.

Para tomar como exemplo, temos na Figura 12, o diagrama dos níveis de energia ou diagrama dos orbitais moleculares, para a combinação de dois átomos de hidrogênio para a formação do gás.

Figura 12: Diagrama do orbital molecular para o gás hidrogênio.

Fonte: http://zeus.qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/tom.pdf

Essa Teoria também explica a ligação metálica, onde a ligação se dá quando metais, em grande número, estão juntos por um número também muito grande de elétrons, de forma que estes átomos estejam envolvidos nesse “mar de elétrons”, essa ligação é chamada de metálica. Os metais são formados por íons positivos empacotados, seguindo normalmente três tipos de arranjos: cúbico de face centrada; hexagonal compacto e o cúbico de corpo centrado.

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

imersos num “mar” de elétrons de valência que podiam se mover através dos interstícios existentes no retículo.

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.

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).

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.

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.

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.

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

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.

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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

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.

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.

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

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.

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 5_{radicais 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