LEWIS, VSEPR, TLV E TOM: TEORIAS OU MODELOS? - ENEQ

Transcrição

Divisão de Ensino de Química da Sociedade Brasileira de Química (ED/SBQ)
Departamento de Química da Universidade Federal de Ouro Preto (DEQUI/UFOP)
Especificar a Área do trabalho
HFS
LEWIS, VSEPR, TLV E TOM: TEORIAS OU MODELOS?
*Uarison Rodrigues Barreto1(PG)
Bejarano2(PQ), Martín Labarca3(PQ)
([email protected]),
Nelson
Rui
Ribas
Universidade Federal da Bahia – UFBA, Programa de Pós-Graduação em Ensino, Filosofia e História
das Ciências, Salvador - Bahia.
Universidad Nacional de Quilmes - Consejo Nacional de Investigaciones Científicas y Técnicas,
CONICET, Argentina.
Palavras-Chave: Modelos, Teorias, Ensino.
Resumo: Este trabalho, produto e recorte de uma pesquisa, possui como objetivo verificar o tratamento
que os Livros Didáticos de Química do Nível Universitário e do Ensino Médio oferecem para a explicação
do conceito de ligação covalente, especialmente quanto ao aspecto de considerar como Teorias ou
Modelos as perspectivas teóricas de LEWIS, VSEPR, TLV e TOM. Os resultados apontam que as
perspectivas teóricas são tratadas nos livros didáticos de química como: modelo, teoria e modelo/teoria.
A concepção de modelo foi assumida como possibilidade para as perspectivas de LEWIS, VSEPR, TLV
e TOM.
INTRODUÇÃO
Na caminhada, como professor do Ensino Médio de escolas públicas e
particulares, constatei uma problemática (que também ocorre no nível universitário) que
para alguns é “aparentemente” normal ou que, pelo menos, ainda não se atentou para
o problema, mas que para mim soou como sensação de total estranheza. Essa
problemática reside na confusão que vários estudantes fazem entre os termos modelos
e teorias na compreensão da ligação covalente e na forma como esta mesma aparece
em alguns livros didáticos de química.
No ensino, o que se pode observar também é que os estudantes não
conseguem perceber que a Química que se aprende na sala de aula pode explicar
alguns fenômenos, por exemplo, ligação química. De acordo com Martins e Bicudo
(1989), o termo fenômeno vem da expressão grega fainomenon que significa: aquilo
que se mostra. Ademais, muitos possuem uma concepção realista ingênua, ou seja,
acreditam que o conhecimento químico é um retrato absoluto da realidade.
Constata-se também que as dificuldades dos estudantes tanto do ensino médio
quanto os de nível universitário ainda são reforçadas por alguns livros didáticos de
química. Nessa perspectiva, Kuhn (2009) classifica livros didáticos como manuais
científicos, considerando que eles fazem parte de “um corpo já articulado de
problemas, dados e teorias, e muito frequentemente ao conjunto particular de
paradigmas aceitos pela comunidade científica na época em que esses textos foram
escritos” (ibid., p. 176). Nesse caso, é importante destacar que os manuais científicos
são escritos por membros da comunidade científica, específicos e de acordo com cada
ciência, por exemplo, manuais de Química são produzidos pela comunidade de
químicos. Com relação a alguns livros de Química, o que se verifica é que as
perspectivas de Gilbert Newton Lewis (LEWIS), da Teoria da Repulsão dos Pares de
Elétrons da Camada de Valência (VSEPR é sua sigla em inglês), da Teoria da Ligação
de Valência (TLV) e da Teoria do Orbital Molecular (TOM) são tratadas como: Teoria,
Modelo e Modelo/Teoria. Além disso, existem lacunas neste campo de investigação.
Essas foram às razões as quais levaram - me a construção deste trabalho.
XVII Encontro Nacional de Ensino de Química (XVII ENEQ)
Ouro Preto, MG, Brasil – 19 a 22 de agosto de 2014.
HFS
Diante disso, a reflexão que se faz sobre as aulas de Química quando se
discute “ligação covalente” nos remete às seguintes questões de pesquisa: LEWIS,
VSEPR, TLV e TOM, são modelos ou teorias? Por que quatro perspectivas teóricas
distintas concorrem para explicar um mesmo fenômeno? Essa tensão entre as quatro
perspectivas, deixou de manifestar um problema conceitual profundo sobre a natureza
da ligação química, já que as mesmas apresentam diferenças ontológicas e, sobretudo,
em relação aos seus aspectos teórico-conceituais.
Diante do problema químico, busco atacá-lo utilizando como referencial teórico
a fenomenologia, em especial, Husserl. Nesse sentido, “a tarefa efetiva da
fenomenologia será, pois, analisar as vivências intencionais da consciência para
perceber como aí se produz o sentido dos fenômenos” (DARTIGUES, 2005, p. 26).
Portanto, essa pesquisa tem como objetivo geral verificar o tratamento que os
livros didáticos de Química do nível universitário e do ensino médio oferecem para a
explicação do conceito de ligação covalente, especialmente quanto ao aspecto de
considerar como teorias ou modelos as perspectivas teóricas de LEWIS, VSEPR, TLV
e TOM. No entanto, para alcançar o objetivo proposto, será necessário a compreensão
das perspectivas teóricas LEWIS, VSEPR, TLV e TOM.
O QUE LEWIS PROPÔS PARA EXPLICAR A LIGAÇÃO COVALENTE?
Apesar do destaque na história da Química, o químico americano Gilbert Newton
Lewis (1875-1946), desenvolveu sua teoria anos antes do surgimento da mecânica
quântica. Em 1902, propôs o chamado “átomo cúbico”, mas não publicou. De acordo com
Gugliotti, “Lewis imaginava um átomo estático, com os elétrons arranjados em camadas
cúbicas em torno do núcleo" (2001, p. 2). Em 1916, publicou seu trabalho intitulado: “The
atom and the molecule”, que buscava explicar a valência e fez uma descrição sobre sua
ideia de estrutura atômica (“átomo cúbico” – Figura 1). Assim, os círculos representam os
elétrons na camada externa, conforme, a seguir:
Figura 1. Reprodução da figura dos “átomos cúbicos” de Lewis publicada em 1916.
Fonte: http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.htm.
Lewis acreditava na existência de uma única causa fundamental para as
diversas combinações químicas. Segundo o químico, as ligações eram causadas pela
capacidade dos elementos de formar seu grupo de oito elétrons na camada eletrônica
mais externa. Nesta perspectiva:
Lewis acreditava que o “fenômeno fundamental” numa ligação química era o
emparelhamento de elétrons e isto se manifestava pelo número par de elétrons
na camada de valência para a maioria dos compostos conhecidos (por exemplo:
H2, 2 elétrons; H2O, 8 elétrons; etc.). Deste modo a teoria dos oito de Abegg era
uma consequência do emparelhamento de elétrons (DAVANZO & CHAGAS,
1993, p. 153).
Para Lewis, apenas o compartilhamento de elétrons possibilitava essa
capacidade. Para exemplificar, tem-se a figura 2:
Figura 2. 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/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.html.
Lewis, em 1916, foi o primeiro a desenvolver uma teoria sistemática de
HFS
compostos covalentes no âmbito da Química estrutural, baseada na regra do octeto (que
prescrevia a tendência dos átomos para completar os seus níveis finais de energia com
oito elétrons, o que lhe confere configuração eletrônica análoga a dos gases nobres).
Para Lewis (1916), uma ligação química ocorre devido à estabilidade adquirida pelo
átomo central de uma molécula, sendo que essa estabilidade é alcançada por esse
átomo quando um número par de elétrons é constituído com outros átomos adquirindo
assim, a configuração do gás nobre. Em 1923, publicou um livro intitulado: “Valence and
the Structure of Atoms and Molecules”. Nesse trabalho, Lewis faz uma revisão sobre
suas próprias ideias sobre a estrutura atômica o que o leva a estabelecer um construto
mais sólido para a sua teoria. É neste livro que considera o par eletrônico como algo
mais fundamental do que propusera em 1916. Ainda em 1923, Lewis construiu a sua
ideia de ligação química, considerando alguns resultados publicados, sobretudo, por
Langmuir (1919) e Bohr (1913 e 1921) acerca da estrutura dos átomos. Com isso,
abandonou sua ideia de “átomo cúbico” e passou a utilizar a ideia de camadas
eletrônicas de acordo com o modelo de Bohr. A teoria de Lewis possui diversas
dificuldades explicativas. Por exemplo, a teoria é incapaz de estabelecer uma explicação
para o emparelhamento dos pares de elétrons na ligação. Cabe chamar atenção,
portanto, nessa revisão de literatura, que apesar das dificuldades explicativas, Lewis tem
sua importância no contexto histórico.
O QUE É VSEPR?
Sidgwick e Powell sugeriram, em 1940, que as estruturas de algumas moléculas
poderiam ser obtidas a partir dos números de pares de elétrons da camada de valência
do átomo central. Entretanto, a Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de
Valência (VSEPR, por sua sigla em Inglês) foi desenvolvida e expandida mais tarde por
Gillespie e Nyholm, em 1957, para compreender e prever a geometria.
VSEPR aparece como uma extensão das estruturas de Lewis. Sua versão mais
simples parte do pressuposto de que os pares de elétrons de valência repelem entre si
“devido as suas cargas, o arranjo geométrico mais estável de pares eletrônicos é aquele
em que as repulsões entre os pares são mínimas. Encontrar estes arranjos permite-nos
predizer a forma geométrica de uma molécula” (RUSSELL, 1994, p. 384). Para
determinar a geometria de uma molécula é necessário utilizar a fórmula geral AXnEm.
Assim, temos: A, representa o átomo central, X representa o átomo ligante e E
representa um par isolado, por final, o n e m representam os índices, que se referem à
quantidade de cada ligante e par isolado, também conhecido como número estérico. Por
exemplo, para a molécula da amônia (NH3), temos AX3E, em que o átomo central (A) é o
nitrogênio, os ligantes (X) são os átomos de nitrogênio e E é um par isolado (ou solitário
de acordo com a figura 3). A geometria está representada, abaixo:
Figura 3: A molécula de NH3: pirâmide trigonal.
Fonte: http://www.chimica-online.it/download/teoria-vsepr.htm.
Portanto, a base fundamental do comportamento na VSEPR é dada pelo
princípio de Pauling ao invés do sentido eletrostático. Este princípio justifica a disposição
geométrica dos ligantes em torno do elemento central.
O QUE É TLV?
Com o surgimento da mecânica quântica, muitos cientistas acreditavam que ela
poderia explicar a Química na sua totalidade - apenas uma questão de tempo e de
cálculos computacionais, conforme Dirac (1929) aponta. A postulação do estudo de um
sistema microscópico consiste em encontrar a função de onda Ψ, a qual satisfaz a
equação de Schrödinger. Nesse sentido, a mecânica quântica serviu de base para
HFS
melhor “descrever, explicar e prever o comportamento da matéria nos níveis atômico e
molecular. Como acontece com toda teoria científica, a mecânica quântica é aceita
pelos cientistas porque ela funciona” (BALL, 2005, p. 273).
Na Teoria da Ligação de Valência, a molécula é concebida com um agregado de
átomos. Essa concepção qualitativa de molécula é a mesma desenvolvida pela Química
Clássica antes da aplicação da mecânica quântica para sistemas moleculares. Na teoria,
os elétrons ocupam na molécula uma posição determinada, ligando os núcleos atômicos
e os átomos que a compõe sendo também identificáveis através de estruturas químicas
que as representam - característica se reflete na forma como ela deve ter a função de
onda que descreve um sistema molecular. Por exemplo, a melhor função de onda para
descrever a molécula de hidrogênio será aquela que combinem expressões em que um
elétron esteja associado ao um único núcleo e, em seguida, essas características
atômicas uma vez combinadas, formam a molécula. Essa combinação tem uma
característica especial: a sobreposição de dois estados de acordo com o princípio de
exclusão de Pauling. Assim, a TLV descreve a ligação covalente em termos de orbitais
atômicos, uma forma aproximada para resolver a equação de Schrödinger.
O que acontece, contudo, se dois átomos a uma distância infinita forem
aproximados para formar uma ligação? Frequentemente, esse processo refere-se ao H2,
constituída por dois elétrons e dois núcleos. A ligação covalente que se origina da
sobreposição de dois orbitais, um de cada átomo como no caso do H 2, é chamada de
ligação sigma (σ). Segundo Russell (1994), quando é formada a molécula do hidrogênio
a mudança da nuvem eletrônica de cada um dos átomos se dilatam, formando um
volume maior. O que aumenta significativamente a estabilidade do sistema. Vale lembrar
que “a mecânica quântica mostra que a dilatação de uma distribuição de densidade de
probabilidade eletrônica abaixa a energia do elétron” (RUSSELL, 1994, p. 929). Para a
TLV, cada átomo H tem sua própria região de orbitais. A seguir, a função de onda para a
molécula de hidrogênio:
Ψ(TLV) = ΨA (1) B (2) + ΨA (2) B (1)
De acordo com equação, os elétrons são representados por 1 e 2, e A e B
representam átomos de hidrogênio. Um tipo diferente de ligação aparece na molécula de
nitrogênio N2. A distribuição dos elétrons em seu orbital é 1s2 2s2 2p3, isso significa que
há um elétron em cada um dos três orbitais 2p. Quando os elétrons no orbital p em cada
par de átomos, os orbitais podem sobrepor-se, resultando em um tipo de ligação π (pi).
Vale ressaltar que outro conceito importante, nesse contexto, é a hibridização.
O QUE É TOM?
A Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) foi introduzida pelo químico Robert
Mulliken (1928) e o Friedrich Hund, com contribuições de outros autores. Essa teoria
surge como uma melhor alternativa para os limites apresentados a teoria de Lewis e
VSEPR. TOM pode explicar compostos deficientes em elétrons (diborano, por exemplo),
a estabilidade das espécies de H2+ e o paramagnetismo do oxigênio. Assim, considera:
os orbitais atômicos, AOs, da camada de valência, deixam de existir quando a
molécula se forma, sendo substituídos por um novo conjunto de níveis
energéticos que correspondem a novas distribuições da nuvem eletrônica
(densidade de probabilidade). Esses novos níveis energéticos constituem uma
propriedade da molécula como um todo e são chamados, consequentemente,
orbitais moleculares (RUSSELL, 948, p. 948).
Aqui, os elétrons não são mais localizados nos átomos ou entre os pares de
átomos, a ligação covalente é agora descrita em termos de orbitais moleculares
distribuídos por toda a molécula. Um orbital molecular Ψ é explicado em termos de uma
Combinação Linear de Orbitais Atômicos (LCAO), sendo que essa combinação entre dois
orbitais atômicos pode ocorrer de duas formas. Na combinação aditiva, forma-se um
HFS
orbital molecular conhecido como σ-orbital ligante, menos energético, que os orbitais
atômicos e, na subtrativa, forma-se uma orbital molecular mais energético chamado de
σ* orbital antiligante (o asterisco significa que ele é antiligante). Os cálculos para essa
situação pode ser obtido da mecânica quântica, mas, para isso, será necessária a
utilização de funções de onda que descrevem elétrons 1 e 2 em torno aos núcleos X e Y,
propostos conforme as equações a seguir:
Ψa = ΨX(1). ΨY(2) + ΨX (2). ΨY(1) (representa orbital ligante)
Ψs = ΨX(1). ΨY(2) - ΨX (2). ΨY(1) (representa orbital antiligante)
Ademais, a estabilidade da molécula de hidrogênio, por exemplo, pode ser
explicada de forma que sua energia é menor em relação aos átomos separados. Em
geral, para TOM: “todos os elétrons de valência têm influencia na estabilidade da
molécula. (Elétrons das camadas inferiores também podem contribuir para a ligação, mas
para muitas moléculas simples o efeito é demasiado pequeno)” (RUSSELL, 1994, p.
948). Outro tipo de orbitais aparece como uma molécula de H2O poliatômica. Nessa
molécula, quando um orbital está ocupado e não contribui para a ligação ou orbital
antiligante é chamado de orbitais não ligantes. Em alguns casos, esse tipo de orbital é
apenas um orbital atômico; em outras, é uma combinação linear de orbitais atômicos de
átomos que não são vizinhos e, por conseguinte, uma extensão de sobreposição
negligenciável. Outro conceito que faz parte da TOM é a Ordem de Ligação (OL), que
expressa à força de uma ligação química.
A NOÇÃO DE TEORIA
Desde a sua origem, segundo Delattre [1992], a noção de teoria aplicada à
ciência possui duas direções distintas. A primeira refere-se à parte racional, discursiva,
demonstrativa, da atividade cognitiva que provêm da lógica. A segunda diz respeito à
parte intuitiva da atividade teórica relacionada ao conhecimento dos princípios sobre os
quais se podem fundar as demonstrações lógicas.
No quadro das atividades científicas, de acordo com Morgan e Morrison (1999)
compreendem teorias como sistematizações explicativas que, por meio de princípios
gerais, governam amplos grupos de fenômenos. Por exemplo, a teoria da relatividade de
Einstein, por sua simplicidade e grande poder de explicação dos princípios básicos.
Somado a isso, muitos autores acreditam que a teoria captura a "essência" ou qualidade
não mensurável do fenômeno investigado. Assim, nas palavras de Kerlinger, uma teoria
é conjunto de “construções (conceitos), definições e proposições relacionadas,
apresentando um ponto de vista sistemático de fenômenos especificando relações entre
as variáveis, com a finalidade de explicar e prever os fenômenos” (1980, p. 9).
Em relação ao valor de uma teoria, Sampieri, Collado e Lucio (1997) apresentam
cinco critérios: a capacidade de descrição, explicação e predição do fenômeno;
consistência lógica (a teoria deve ter proposições que devem ser inter-relacionadas); a
perspectiva (relacionada com o nível de generalidade, a explicação de fenômenos e suas
aplicações); fertilidade lógica e, por final, a parcimônia (segunda a qual tem a ver com a
simplicidade, uma qualidade desejável de uma teoria).
CONCEPÇÕES SINTÁTICA E SEMÂNTICA DAS TEORIAS CIENTÍFICAS
Na concepção sintática das teorias científicas, considerada como herdeira do
positivismo lógico das décadas de 1920 e 1930, uma teoria científica é compreendida
segundo Brown (1983), como um sistema axiomático interpretado, em que um modelo
da teoria é uma interpretação que faz com que os axiomas sejam verdadeiros. A partir
dos anos 1970, tal concepção passa a ser desafiada pela concepção semântica, a qual
considera as teorias como família de modelos, conforme aponta Suppe (1989). De
modo geral, sintática e semântica envolvem dependência e subordinação dos modelos
HFS
e teorias sobre o mundo sensível. Infere-se que a concepção semântica, ao dissociar
teoria de sua sintaxe, torna-se indistinguível a relação entre teoria e modelo.
UM APANHADO HISTÓRICO DO USO DO TERMO MODELO
Segundo Delattre [1992], o sentido original é o de paradigma, que revela o que
se deve copiar. A noção de modelo, entretanto, aplicou-se cada vez mais a realidades
mais prosaicas, conforme Platão invoca: modelo de pintor. Paralelamente, foi surgindo
outra concepção de modelo, em contraposição ao primeiro sentido. A noção de modelo
passou a ser vista como representação de alguma coisa ou, até mesmo, uma
representação formalizada e não mais uma referência que se copia. Nessa perspectiva, a
coisa representada pode ser concreta ou abstrata (tendo como instrumento de síntese,
revelador de unidade – a matemática). Assim, “desde uma maqueta ou um pequeno
esboço até ao modelo verbal, e matemático utilizado em particular na física e nas
ciências exatas. Em todos os casos, no entanto, o modelo tende a ser associado à
representação de uma realidade” [Delattre, 1992, p. 287].
É importante destacar que a representação atribuída aos modelos é parcial
possuindo abrangências, limitações, tanto “abstrai a partir de” quanto “traduz em outra
forma” a natureza do real, sistema ou ideia conforme apontam Morrison e Morgan (1999).
Nessa perspectiva, alguns filósofos da ciência, sustentam que os modelos representam
aspectos do mundo, por exemplo, a figura 6:
Figura 4: À esquerda, uma imagem obtida de um microscópio de força atômica e de
varredura e a direita a representação da molécula do Pentaceno (C22H14).
Fonte: http://www.iqsc.usp.br/cursos/quimicageral/quimica_geral.htm.
Comentando sobre a imagem do pentaceno (obtida por um complexo processo
de captura) e sua representação, elas ratificam aquilo que é observado no ensino, ou
seja, as concepções realistas ingênuas que dominam a visão que os estudantes de
Química têm das representações e dos modelos. É válido apontar que a representação
do pentaceno é resultado de inferências a partir do que é observado, ou seja, nós não
observamos na imagem as duplas ligações conforme a sua representação aponta, mas
inferimos a partir dela. Sob a ótica de Husserl, a imagem é compreendida como
“aparência”, ou melhor, aquilo que aparece e que se apresenta à consciência. Para o
autor, toda consciência é consciência de “alguma coisa”. Assim, “o ato de conhecer e o
objeto que é conhecido encontra na fenomenologia, na ciência do fenômeno, isto é, da
consciência enquanto manifestação de si mesma” (HUSSERL, 2000, p.8).
Então, é oportuno questionar: quais são as diferenças entre modelos e teorias?
Segundo Morrison e Morgan (1999), uma das principais diferenças consiste no nível de
abrangência. Enquanto teorias científicas são capazes de fornecer explicações para os
fenômenos, a partir de casos particulares até alcançar a generalizações, explicar
regularidades e predizer resultados mais precisos, os modelos são estruturas mais
circunscritas que podem ser aplicados em princípios gerais das teorias nos diversos
casos. O caráter particularizado do modelo traduz-se no papel específico a que ele é
atribuído, ou seja, “um modelo não é outra coisa do que sua função” (CANGUILHEM,
1961, p. 313). Essa concepção de modelo se aproxima de Black (1962), o qual admite
que a reflexão que se faz acerca dos modelos, parte da dimensão pragmática, ou seja,
quais são as condições que os modelos têm que satisfazer para que sejam utilizados
pelos cientistas.
CAMINHO METODOLÓGICO
Essa pesquisa foi realizada através da pesquisa qualitativa, constituindo-se de
um estudo exploratório e descritivo. Nesse intuito, a pesquisa qualitativa, “envolve a
HFS
obtenção de dados descritivos, obtidos no contato direto do pesquisador com a
situação estudada, enfatiza mais o processo que o produto e se preocupa em retratar a
perspectiva dos participantes” (LÜDKE & ANDRÉ, 1986, p.13). Como paradigma, optei
pela fenomenologia para revelar o fenômeno e, nesse sentido, foi adotada como
procedimento metodológico a redução fenomenológica. De acordo com Bell, “a redução
é um procedimento para nos induzir a um particular estado da mente no qual nenhuma
concepção adequada pode ser formada por quem não operou com sucesso a redução”
(1991, p. 163).
O caminho metodológico foi dividido em três momentos. O primeiro residiu na
busca de descrições presentes nos livros didáticos de Química. Aqui, os livros foram
entendidos como aqueles que nos fornecem percepções do mundo, uma vez captadas
as descrições, eles indicaram como os sujeitos percebe o fenômeno, mas, para isso, foi
necessário aplicar a Epoché (a suspensão dos juízos). Segundo Husserl (2000), a
Epoché é a melhor maneira de apreensão do fenômeno como realmente ele aparece.
No segundo momento, foi aplicada a redução fenomenológica. A redução entendida
como algo que fez o mundo aparecer como fenômeno nas suas várias possibilidades.
Assim, ela consistiu em selecionar quais são as partes das descrições essenciais e,
uma vez coletadas, foram extraídas a partir delas a sua essência. Por final, o terceiro
momento consistiu na compreensão do fenômeno, cujo objetivo foi estabelecer o
"significado". Com base na essência e nas percepções dos livros didáticos, organizei,
interpretei os temas revelados, realizando uma síntese das unidades significativas
propostas.
COLETA DE DADOS
Ao iniciar a coleta de dados, assumir o papel de pesquisador como aquele que
busca a compreensão do fenômeno. Assim, foram selecionados 4 livros didáticos de
Química, sendo 2 livros do nível universitário e 2 livros do ensino médio, de acordo com
a quadro 1 a seguir:
Ano
Quadro 1: Lista de livros didáticos de química selecionados para a pesquisa.
Livros
Autor (es)
Edição
Nível
Código
2011
Princípios de
Química
1994
Química
1995
Química
Da Teoria a
Realidade
2002
Química
Realidade e
Contexto
Willian L. Masterton,
Emil J. Slowinski e
Conrad L. Stanitski
Raymond Chang
6ª
Universitário
LD1
5ª
Universitário
LD2
Carmo Gallo Neto
1ª
Ensino
Médio
LD3
Lembo
1ª
Ensino
Médio
LD4
AS DESCRIÇÕES PRESENTES NOS LIVROS DIDÁTICOS DE QUÍMICA
No LD1, capítulo 9, os autores apontam “como escrever as estrutura de Lewis.
Para moléculas muito simples, as estruturas de Lewis podem ser escritas por mera
inspeção” (LD1, 2011, p. 192). Ainda, os autores alegam:
Segundo este modelo, ambos os átomos de F adquirem a configuração
2
2
6
eletrônica 1s 2s 2p , que é a configuração do gás nobre neônio. Isto de
acordo com Lewis, explica por que a molécula F 2 é estável e por que os
átomos de F...
As estruturas que acabamos de ver são conhecidas como estruturas de Lewis
(LD1, 2011, p. 191).
No capítulo 10, intitulado “Estrutura Molecular”, aparece:
2. No momento, consideraremos duas teorias distintas:
HFS
modelo do orbital atômico ou ligação de valência (Seção 10.3). Nesta teoria, os
elétrons de valência estão distribuídos entre orbitais que são característicos
dos átomos individuais. O modelo da ligação de valência pode ser aplicado às
moléculas que “violam” a regra do octeto, bem como àquelas que a
“obedecem”.
modelo do orbital molecular (Seção 10.5). Neste modelo, os elétrons de
valência estão distribuídos entre orbitais que são característicos da molécula
como um todo. A teoria do orbital molecular tem sido aplicada, com admirável
sucesso, a uma grande variedade de substâncias; contudo, nossa discussão
estará limitada a moléculas diatômicas simples, como N2 O2 e F2.
Geometria molecular
Os principais aspectos de geometria molecular podem ser previstos com base
em um princípio bem simples – repulsão de pares de elétrons. Este princípio é
a essência do modelo da repulsão de pares eletrônicos da camada de valência
(RPECV), sugerido primeiramente por Sidgwick e Power em 1940 (LD1, 2011,
206).
Verifica-se que o LD1 se complica, uma vez que considera “duas teorias
distintas” no início do texto e, logo após comenta sobre “modelo do orbital atômico ou
ligação de valência”. Como se verifica, torna-se mais do que claro que os autores
consideram TLV e TOM como Modelo/Teoria, um tema aqui desvelado. Além disso, é
possível perceber também uma grandeza: a confusão linguística. Nesse contexto, os
autores utilizam Modelo e Teoria indistintamente e de forma repetida, contudo foram
desvelados outros temas como: Modelo de LEWIS (já que os autores consideram
LEWIS como Modelo), Modelo RPECV (onde VSEPR, é a sua sigla em inglês, os
autores também consideram como Modelo), conforme as respectivas descrições: (...)
estruturas que acabamos de ver são conhecidas como estruturas de Lewis (...). (...) este modelo, ambos
os átomos de F adquirem (...). (...) modelo da repulsão de pares eletrônicos da camada de valência (...).
No LD2, Chang comenta sobre LEWIS no início do capítulo 10:
A teoria de Lewis da ligação química, embora seja útil e simples de aplicar, não
nos diz como e porque se formam as ligações químicas. Só a Mecânica
Quântica pode fornecer respostas adequadas a estas perguntas. Assim sendo,
na segunda parte deste capítulo, aplicaremos a Mecânica Quântica ao estudo
da geometria e estabilidade moleculares (LD2, 1994, p. 410).
Ainda, referente ao capítulo 10, destaca-se:
A geometria que a molécula acaba por adoptar (definidas pelas posições de
todos os átomos) é aquela que minimiza esta repulsão. Assim sendo, chamase Modelo de Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência
(RPECV) a esta racionalização da geometria molecular, porque procura
explicar o arranjo geométrico dos pares electrónicos em torno de um átomo
central (LD2, 1994, p. 410).
Ademais, no LD2, o autor comenta:
Utilizam-se actualmente duas teorias aproximadas da Mecânica Quântica para
descrever a formação de ligações covalentes e a estrutura electrónica das
moléculas. A teoria do enlace de valência (TEV) postula que os electrões numa
molécula ocupam orbitais atómicas dos átomos individuais. Permite-nos reter
uma imagem individual dos átomos que participam na formação das ligações. A
segunda teoria chama-se teoria dos orbitais moleculares (TOM) e pressupõe a
formação dos orbitais moleculares a partir dos orbitais atómicas. (LD2, 1994, p.
427)
No LD2, foram desvelados os temas: Teoria de LEWIS, Modelo VSEPR, Teoria
da Ligação de Valência (TLV) e Teoria do Orbital Molecular (TOM), conforme as
descrições: (...) A teoria de Lewis, da ligação química (...). (...) Modelo de Repulsão dos Pares
Electrónicos da Camada de Valência (...). (...) A teoria do enlace de valência (TEV) postula (...). (...)
chama-se teoria dos orbitais moleculares (TOM) e pressupõe (...).
No LD3, o capítulo 2, intitulado “Ligações Covalentes”, aparece:
Foi G. N. Lewis quem sugeriu um modelo que esclarecia a formação de
substâncias que não eram explicadas pela eletrovalência. O modelo de Lewis
HFS
propõe a formação de pares de elétrons, constituídos por elétrons de dois
átomos, que seriam compartilhados pelos átomos que se ligam (LD3, 1995,
p.174).
Já no capítulo 3, aparece: “As teorias sobre ligações químicas propostas por
Kossel e Lewis pretendiam não só explicar essas ligações, mas também prever a
estrutura das moléculas” (LD3, 1995, p. 188). Mais adiante, encontra-se: “Com base na
ligação por par de elétrons proposta por Lewis, surgiu a Teoria da Repulsão do Par
Eletrônico, sugerida por Sidgwick e Powell e desenvolvida no Canadá por R. J.
Gillespie. Para aplicá-la, parte-se sempre da fórmula de Lewis” (LD3, 1995, p.188).
Verifica-se que o LD3, complica-se ao abordar a perspectiva de LEWIS. Ao
iniciar o texto, o autor comenta, no capítulo 2, o “modelo” sugerido por LEWIS. Em
seguida, no capítulo posterior, contradiz-se ao considerar LEWIS como “teorias”.
Aparece, contudo, o mesmo tema do LD1 (nível universitário) ao considerar LEWIS
como Modelo/Teoria. Em relação à VSEPR, foi desvelado o tema Teoria VSEPR,
conforme a seguir: (...) O modelo de Lewis propõe (...). (...) As teorias sobre ligações químicas
propostas por Kossel e Lewis (...). (...) Teoria da Repulsão do Par Eletrônico, sugerida por (...).
No LD4, o autor ao comentar sobre ligação covalente, afirma:
A teoria da ligação covalente, proposta em 1916 pelo norte-americano Gilbert
N. Lewis (1875 -1946). Esse químico propôs que haveria a formação de um par
eletrônico que pertenceria a ambos os átomos da molécula, ou seja, um par
eletrônico compartilhado pelos átomos de hidrogênio (LD4, 2002, p. 122).
Ademais, o autor alega ainda na página 131, que “várias teorias permitem que
se faça uma previsão sobre a geometria das moléculas. A mais acessível, satisfatória
para a maioria das moléculas mais simples, é conhecida como Teoria da Repulsão dos
Pares Eletrônicos no Nível de Valência” (LD4, 2002).
No LD4, foram desvelados os temas: Teoria de LEWIS e Teoria VSEPR,
conforme as descrições: (...) teoria da ligação covalente, proposta em 1916 pelo norte-americano
Gilbert N. Lewis (...). (...) Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos no (...).
CONSTRUINDO UMA CONCLUSÃO
Visando à compreensão do fenômeno ligação covalente, analisei os temas
revelados de forma reflexiva. Então, diante dos resultados obtidos em geral, foi
construído um quadro comparativo onde desejei representar o que foi constatado nos
livros didáticos de Química do ensino médio e nível universitário. Nesse sentido,
proponho o quadro 2 a seguir:
Quadro 02: Comparativo quanto ao aspecto de considera teorias ou modelos as perspectivas
teóricas investigadas nos livros didáticos em geral.
Perspectivas
LD1
LD2
LD3
LD4
LEWIS
Modelo
Teoria
Modelo/Teoria
Teoria
VSEPR
Modelo
Modelo
Teoria
Teoria
TLV
Modelo/Teoria
Teoria
TOM
Modelo/Teoria
Teoria
Observação: (-) Não foram abordados nos livros didáticos de química as perspectivas TLV e TOM.
De acordo com o quadro 2, verificou-se que há entraves graves, presentes nos
livros didáticos. Se por um lado, livros de nível universitário consideram, por exemplo,
as perspectivas teóricas de LEWIS e VSEPR, como Modelo (conforme ocorreu no
LD1), em contraposição, no ensino médio, há que se considerar LEWIS e VSEPR,
como Teoria (conforme ocorreu no LD4). Ainda, nesse sentido, estamos diante de mais
uma contradição, quando comparamos os livros didáticos de nível universitário, LD1 e
LD2, quanto à perspectiva teórica de LEWIS. Enquanto LD1 considera LEWIS como
Modelo, em contraposição o LD2 considera como Teoria. Ademais, em relação às
perspectivas teóricas de TLV e TOM, constatou-se outro problema. Enquanto o LD2,
TLV e TOM, são consideradas como Teorias, no LD1 os aparece como Modelo/Teoria.
Quanto aos livros de ensino médio, verificou-se que aparece também Modelo/Teoria,
HFS
quanto ao aspecto de considerar a perspectiva teórica de LEWIS, conforme ocorreu no
LD3.
Para Martins (1992), ao abordar diretamente o fenômeno, interrogá-lo e
descrevê-lo, observa-se a tentativa de captar a sua essência. Nesse intuito, chego a
seguinte conclusão: a confusão que ocorre nos livros didáticos ao tratar de modelo e
teoria dentro do tema ligação covalente. Frente a essa situação, parece-me mais do
que claro que o cerne do problema reside no uso do termo “modelo” ‘e “teoria” no
âmbito educativo como se fossem sinônimos. É oportuno considerar que a ocorrência
do tema Modelo/Teoria traz duas implicações. A primeira tem natureza filosófica, “na
realidade toda investigação científica inclui conceitos filosóficos tais como aqueles de
lei, verdade, hipótese, tempo, energia, entre outros” (BEJARANO, EICHLER &
LABARCA, 2013, p.2). A segunda contempla o processo de ensino-aprendizagem.
A NOÇÃO DE MODELO COMO POSSIBILIDADE DE CONCLUSÃO
Propõe-se a concepção de modelo como possibilidade para as perspectivas de
LEWIS, VSEPR, TLV e TOM. Para isso, são utilizados argumentos que buscam
sustentar essa tese. Assim, inicio considerando a concepção de teoria de Morgan e
Morrison (1999). Diante desse contexto, questiono: por que existem quatro
perspectivas teóricas buscam explicar um mesmo fenômeno?
Com base no que foi constatado nessa pesquisa, pode-se verificar de forma
clara que as quatro perspectivas teóricas apresentam diferenças em relação aos seus
aspectos teórico-conceituais e, sobretudo, em relação aos seus aspectos ontológicos.
Verifica-se, também, a incompatibilidade entre algumas delas conforme ocorre em TLV
e TOM. O que se verifica é que nenhuma das perspectivas teóricas aqui analisadas
possui a sua própria estrutura teórica para ser considerada como uma teoria em
sentido estrito, ou seja, nenhuma delas é completamente autônoma do ponto de vista
teórico. Além disso, TLV e TOM são descrições distintas de um mesmo fenômeno.
Essa constatação, não atende à perspectiva de uma teoria, ou seja, uma teoria não é
apenas uma descrição particular, mas descreve um conjunto de casos, extraindo o que
é particular deles, vai além e generaliza. Contudo, nenhuma das quatro perspectivas
teóricas é capaz de explicar completamente todos os aspectos da ligação covalente,
embora seja também válido destacar que cada uma forneceu o seu contributo.
Quanto às perspectivas, TLV e TOM, ambos possuem uma forte “dívida”
teórica para a mecânica quântica e ao seu formalismo matemático, em particular, as
duas perspectivas incorporam a equação de Schrödinger e, independente do tempo
legal, em ambos os casos, o objetivo central é resolvê-las. Assim, embora sejam
chamadas de duas “Teorias” quânticas da ligação química, conforme constatado em
livros didáticos de Química, proponho que sejam apenas dois modelos aproximados
para resolver a equação de Schrödinger: são descrições diferentes de um sistema
molecular dentro do formalismo da mecânica quântica, duas formas incompatíveis de
conceber uma molécula. Ademais, quanto ao aspecto de considerar modelo como
representação de “alguma coisa”, no sentido fenomenológico, sustenta-se que seja
válido considerar o que uma função de onda representa. Argumento, então, que a
função de onda de um sistema nada mais é do que uma representação matemática
abstrata do estado do sistema, tendo somente significado no contexto da Teoria
Quântica. Assim, a função de onda oriunda da matemática, cumpre o seu papel como
modelo abstrato – que é representar aspectos do mundo.
Diante disso tudo, a coexistência das perspectivas teóricas não atendem às
condições exigidas para a sua interpretação em termos ontologicamente pluralistas.
Pelo contrário, parece ser melhores compreendidas como modelos, na medida em que
postulam estruturas não observáveis para realizar o comportamento empírico dos
HFS
sistemas moleculares reais. A concepção de modelo, todavia, pode contribuir para
sanar as perplexidades originadas da coexistência de diferentes descrições e
explicações apesar da incompatibilidade para um mesmo fenômeno químico.
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LEWIS, VSEPR, TLV E TOM: TEORIAS OU MODELOS? - ENEQ

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