0 Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho” Joana Souza Oliveira Galavotti Orientador: Prof. Dr. Marco Aurélio Cebim O Ensino da Teoria do Orbital Molecular em moléculas diatômicas: uma proposta para o Ensino Superior Araraquara (SP) 2024 1 JOANA SOUZA OLIVEIRA GALAVOTTI O ENSINO DA TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR EM MOLÉCULAS DIATÔMICAS: UMA PROPOSTA PARA O ENSINO SUPERIOR Orientador: Marco Aurélio Cebim Araraquara (SP) 2024 Tese apresentada ao Instituto de Química do Campus Araraquara da Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho” como parte dos requisitos para obtenção do grau de Doutorado em Química. 2 3 IMPACTO POTENCIAL DESTA PESQUISA Espera-se que o trabalho contribua de forma significativa para a área de Ensino em Química através de um produto educacional voltado para os alunos de graduação em Química. A elaboração da unidade didática com uso do Ensino Fundamentado em Modelagem (EFM) colabora em uma nova perspectiva de se tratar a TOM no Ensino Superior, ressaltando a importância dos modelos científicos e históricos. Consequentemente, presume-se que através dessa proposta a interpretação da ligação química seja facilitada e permita o entendimento de propriedades como diamagnetismo e paramagnetismo, estabilidade e fenômenos de estado excitado. Além disso, a análise da inversão dos orbitais moleculares σ – π realizada, busca contribuir com um melhor entendimento dessa disposição energética dos orbitais em forma de tratamento de características descritivas dos orbitais de origem. POTENCIAL IMPACT OF THIS RESEARCH The work is expected to contribute significantly to the area of Chemistry Education through an educational product aimed at undergraduate Chemistry students. The elaboration of the didactic unit using the Modelling-based Teaching contributes to a new perspective of treating TOM in Higher Education, highlighting the importance of scientific and historical models. Consequently, it is assumed that through this proposal the interpretation of the chemical bond will be facilitated and allow the understanding of properties such as diamagnetism and paramagnetism, stability and excited state phenomena. Furthermore, the analysis of the inversion of the σ – π molecular orbitals performed seeks to contribute to a better understanding of this energetic arrangement of the orbitals in the form of treatment of descriptive characteristics of the original orbitals. 4 5 DADOS CURRICULARES Formação acadêmica 2013-2016 Bacharelado em Química. Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho”, UNESP, Instituto de Química, Campus de Araraquara. Trabalho de Conclusão de Curso: Perfil químico de mudas de Inga marginata usadas em reflorestamento. Orientador: Professor Dr. Alberto José Cavalheiro. 2017-2019 Mestrado em Química. Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho”, UNESP, Instituto de Química, Campus de Araraquara. Dissertação: Síntese, caracterização e avaliação de atividades biológicas de tiossemicarbazonas e semicarbazonas vanílínicas e seus derivados de dinitrosilos de ferro. Orientador: Professor Dr. José Clayston Melo Pereira. 2017-2022 Licenciatura em Química. Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho”, UNESP, Instituto de Química, Campus de Araraquara. Trabalho de Conclusão de Curso: Proposta de uma sequência didática para abordagem da Eletronegatividade no Ensino Superior Orientador: Professor Dr. Marco Aurélio Cebim. Coorientador: Dr. Luís Felipe Bricks Bim. 6 Artigos completos publicados em periódicos GALAVOTTI, J, S. O.; CEBIM, M. A.; BIM, L. F. B. Modelos e eletronegatividade: uma proposta de sequência didática para o Ensino de Química. Química Nova, v. 47, n. 2, 2024 (artigo de capa). Trabalhos publicados em anais de eventos PIRES, L. O.; BARROZO, S.; DOS SANTOS, L. C.; GOMES, P. C. F. L.; PINHEIRO, A. A.; AUGUSTUS, D.; PEREIRA, J. D. V.; GALAVOTTI, J. S. O.; SOARES, J. S.; BIOTTO, R. Museu de Ciências – Explorando o ambiente pelas redes sociais. In: II SIMPÓSIO VIRTUAL DO MUSEU REGIONAL DE SÃO JOÃO DEL-REI: EDUCAÇÃO MUSEAL NO PANORAMA ATUAL, 2021, São João del-Rei. Anais do II Simpósio Virtual do Museu Regional de São João del-Rei. São João del-Rei, 2021, v. 1, 8 p. GALAVOTTI, J. S. O.; CEBIM, M. A.; BIM, L. F. B. Proposta de uma sequência didática para abordagem da Eletronegatividade no Ensino Superior. In: XII ENCONTRO PAULISTA DE PESQUISA EM ENSINO DE QUÍMICA – “A PESQUISA NO ENSINO DE QUÍMICA E O PAPEL DA CIÊNCIA EM UMA SOCIEDADE MULTICULTURAL”, v. 1, n. 12, 2023, Sertãozinho (SP) e Ribeirão Preto (SP). Anais do XII Encontro Paulista de Pesquisa em Ensino de Química. Sertãozinho e Ribeirão Preto: 2023, v. 1, n. 12. GALAVOTTI, J. S. O.; CEBIM, M. A. O Ensino da Teoria do Orbital Molecular em moléculas diatômicas: uma proposta para o Ensino Superior. In: XII ENCONTRO PAULISTA DE PESQUISA EM ENSINO DE QUÍMICA – “A PESQUISA NO ENSINO DE QUÍMICA E O PAPEL DA CIÊNCIA EM UMA SOCIEDADE MULTICULTURAL”, v. 1, n. 12, 2023, Sertãozinho (SP) e Ribeirão Preto (SP). Anais do XII Encontro Paulista de Pesquisa em Ensino de Química. Sertãozinho e Ribeirão Preto: 2023, v. 1, n. 12. 7 À minha família por todo o apoio, orações e carinho. 8 AGRADECIMENTOS Agradeço à Deus, à Jesus, à Nossa Senhora Aparecida e a todos os espíritos amigos pelo acolhimento, força e luz em meu caminho. Agradeço ao Professor Marco Aurélio por toda a orientação, apoio e confiança na realização deste trabalho e dos estágios que desenvolvemos, ambos importantes para meu crescimento pessoal e profissional. Agradeço também a oportunidade em aprender mais. Agradeço aos amigos do grupo de Química Inorgânica pelas conversas, momentos de descontração e ensinamentos. Agradeço ao Vágner pelo apoio e conversas esclarecedoras e atenciosas para a minha formação e execução dessa etapa. Agradeço à minha mãe, Creusa, que possui um papel fundamental na minha vida, pois sua dedicação acompanhou amor e cuidado e a sua força vem da mulher incrível que é. Mãe, agradeço também as orações que, sem dúvida alguma, acalmaram minha alma e iluminaram meu caminho. Agradeço ao meu Amado Rodrigo por ser o meu melhor amigo, por possuir o abraço mais acolhedor e especial que pode existir e por despertar esse sentimento de vontade de viver esta vida e a continuidade dela ao seu lado. Agradeço também os conselhos que acalmam e orientam e os dias dedicados em meu auxílio. Agradeço aos amigos queridos que a terra da laranja me proporcionou. Adrielle, Fernanda, Flávia, Francine, Leonardo, Luís, Melany, Mirian, Patrícia, Raul, Rodolpho, Rodrigo Cesar, Thainá e Toshifumi, pessoas que tanto me apoiaram por meio de atitudes, conversas e cafés da tarde que tornam a rotina estudantil mais leve. Com afeto, agradeço a minha irmã do coração Thaís por toda a amizade, o compartilhamento de risadas, dores e atrapalhadas que só nós entendemos. Com carinho, agradeço ao Catu (Thiago) pelo acolhimento em momento difícil, pela amizade em todos esses anos e com seu jeito único proporcionar risadas e fofocas que aliviaram as longas noites. Agradeço ao Instituto de Química por ser esse lugar que, com o passar do tempo, torna- se um lar. Agradeço também pela infraestrutura. Agradeço aos funcionários por todo o apoio. Em especial aos amigos queridos da Biblioteca que me acompanham desde o início; a amizade e carinho de Valéria e Ana. Também agradeço a Ana Paula, Denise, Isabel, João, Juliana, Lígia, Rafael, Robson, Rogério e Wennia. Aos queridos Lucineia e Paul. Agradeço a CAPES, CNPq e Fapesp por toda colaboração. O presente trabalho foi realizado com apoio da Coordenação de Aperfeiçoamento de Pessoal de Nível Superior – Brasil (CAPES) – Código de financiamento 001. 9 RESUMO A Teoria do Orbital Molecular (TOM) é um modelo científico de ligação química que surgiu na década de 1920 assim como a Teoria da Ligação de Valência (TLV), sendo baseadas na mecânica quântica. Diversos cientistas colaboraram para o surgimento desse modelo com destaque para Robert Mulliken, Friedrich Hund, John Lennard-Jones e Edward Condon. Embora se apresente como um modelo científico satisfatório para a explicação da formação de ligações, foi observado através de um levantamento bibliográfico que a TOM é pouco explorada como temática de pesquisa na área de Ensino em Química mesmo que conste no conteúdo dos cursos de graduação. Concomitantemente, o estudo da TOM implica no conhecimento dos diagramas de orbitais moleculares organizados a partir da energia potencial. A observação dos diagramas para espécies diatômicas homonucleares formadas por elementos químicos do segundo período da tabela periódica indica uma inversão da posição dos orbitais moleculares entre as espécies dinitrogênio e di-oxigênio, sendo proposto uma relação entre esse comportamento com as energias de orbital utilizadas por Leland Allen na determinação da eletronegatividade. Ademais, a TOM permite estabelecer conclusões sobre a existência de moléculas com base na ordem de ligação, algo utilizado de maneira a sugerir associações dessa e de características do átomo isolado para a proposição da energia de dissociação de ligação em moléculas diatômicas homonucleares como propriedade periódica dos elementos químicos. Dessa maneira, o trabalho é composto por duas partes: a primeira com a elaboração e aplicação de uma Unidade Didática Multiestratégica (UDM) sobre a TOM em uma turma do primeiro ano do curso de Bacharelado em Química no Instituto de Química da UNESP. Como abordagem metodológica é utilizado o Ensino Fundamentado em Modelagem (EFM) que, dentre seus objetivos, busca desenvolver as noções sobre a natureza, a abrangência e limitação de um modelo científico, estimulando ações de avaliação, criação e reformulação. Ao longo da UDM, estratégias didáticas foram planejadas com vias de atender ao tema e ao público- alvo. Os modelos expressos pelos alunos nas atividades de modelagem foram examinados pela Análise de Conteúdo de Laurence Bardin, revelando superações das tratativas macroscópicas para microscópicas. A segunda parte consiste nas correlações da energia de dissociação de moléculas diatômicas homonucleares como propriedade periódica de maneira gráfica e equacional a partir da adoção de características das famílias da tabela periódica, como o número de elétrons desemparelhados, a ordem de ligação, o estabelecimento de ligações pi, entre outros. Ainda com a intencionalidade de aprofundamento das relações a serem estabelecidas com base em aspectos dos diagramas de orbitais moleculares, sugere-se tratar a inversão sigma-pi por meio da energia do orbital utilizada por Allen na descrição das energias de configuração. Dessa forma, espera-se contribuir com a área de Ensino de Química por meio da UDM planejada sobre a TOM, tendo sido observado um movimento de apropriação da Ciência e avanços significativos quanto as visões fragmentadas dos modelos científicos da ligação química. Quanto a energia de dissociação obteve-se correlações entre os valores descritos e experimentais, inferindo relações sob o viés de propriedades do átomo isolado. Por fim, a interpretação da inversão sigma-pi sob a ótica da energia do orbital permitiu uma clara representação gráfica desse comportamento, enriquecendo a compreensão do fenômeno. Palavras-chave: Teoria do Orbital Molecular; Unidade Didática Multiestratégica; Ensino Fundamentado em Modelagem; Energia de dissociação de ligação; Energia orbital. 10 ABSTRACT The Molecular Orbital Theory (MOT) is a scientific model of chemical bonding that emerged in the 1920s, as well as the Valence Bond Theory (VBT), both of which are based on quantum mechanics. Several scientists contributed to the emergence of this model, notably Robert Mulliken, Friedrich Hund, John Lennard-Jones, and Edward Condon. Although it presents itself as a satisfactory scientific model for explaining the formation of connections, it was observed through a bibliographic survey that MOT is little explored as a research topic in the area of Chemistry Education even though it is included in the content of undergraduate courses. At the same time, the study of MOT implies knowledge of molecular orbital diagrams organized based on potential energy. Observation of the diagrams for homonuclear diatomic species formed by chemical elements from the second period of the periodic table indicates an inversion of the position of the molecular orbitals between the dinitrogen and di-oxygen species, so it was proposed a correlation between the orbital energy used by Leland Allen to the determination of the electronegativity. Furthermore, MOT allows conclusions to be drawn about the existence of molecules based on the bond order, something used in order to suggest associations of this and characteristics of the isolated atom to propose the bond dissociation energy in homonuclear diatomic molecules as a periodic property of chemical elements. Thus, the work is composed of two parts: the elaboration and application of a Multi-strategic Didactic Unit (MDU) on MOT in a first-year class of the Bachelor's degree in Chemistry at the Chemistry Institute of UNESP. As a methodological approach, Teaching Based on Modelling is used, which, among its objectives, seeks to develop notions about the nature, scope, and limitations of a scientific model, stimulating actions of evaluation, creation, and reformulation. Throughout the MDU, teaching strategies were planned with ways to meet the theme and target audience. The models expressed by students in modeling activities were examined using Laurence Bardin's Content Analysis, revealing over comings from macroscopic to microscopic approaches. The second part consists of the correlations of the dissociation energy of homonuclear diatomic molecules as a periodic property in a graphical and equational way based on the adoption of characteristics of the families of the periodic table, such as the number of unpaired electrons, the bond order, the establishment of bonds pi, among others. Still with the intention of deepening the relationships to be established based on aspects of the molecular orbital diagrams, it is suggested to treat the sigma-pi inversion through the orbital energy used by Allen in the description of the configuration energies. In this way, it is expected to contribute to the area of Chemistry Teaching through the MDU planned on MOT, having observed a movement towards the appropriation of Science and significant advances regarding the fragmented views of scientific models of chemical bonding. Regarding dissociation energy, correlations were obtained between the described and experimental values, inferring relationships based on the properties of the isolated atom. Finally, the interpretation of the sigma-pi inversion from the perspective of orbital energy allowed a clear graphical representation of this behavior, enriching the understanding of the phenomenon. Keywords: Molecular Orbital Theory; Multi-strategic Didactic Unit; Teaching Based on Modelling; Bond dissociation energy; Orbital energy. 11 LISTA DE ILUSTRAÇÕES Figura 1 - Gilbert Newton Lewis............................................................................................. 35 Figura 2 - Representação do modelo do átomo cúbico. .......................................................... 36 Figura 3 - Representação da ligação química por pontos. ....................................................... 37 Figura 4 - Ilustração do fenômeno de ressonância em uma molécula diatômica heteronuclear AB. ............................................................................................................................................ 43 Figura 5 - Representação da sobreposição de orbitais atômicos em relação a energia potencial. .................................................................................................................................................. 44 Figura 6 - Ilustração do modelo de ressonância para a molécula CH4. ................................... 45 Figura 7 - Friedrich Hund. ....................................................................................................... 47 Figura 8 - Robert Sanderson Mulliken. ................................................................................... 48 Figura 9 - John Edward Lennard-Jones. .................................................................................. 49 Figura 10 - Edward Condon. ................................................................................................... 50 Figura 11 - Representações gráficas do fenômeno de interferência construtiva entre duas funções de onda genéricas - Ψ1s(A) e Ψ1s(B) - representadas pela parte radial (Rnl) a) Aproximação dos orbitais s. b) Aumento da interação entre as funções de onda, em fase, características dos orbitais s. c) Interferência construtiva e aumento da densidade nuclear entre as funções de onda representativas da parte radial. .................................................................. 52 Figura 12 - Representação gráfica da redução de densidade nuclear entre os átomos A e B. para duas funções de onda genéricas - Ψ1s(A) e Ψ1s(B) - representadas pela parte radial (Rnl) a) Aproximação dos orbitais s e formação de plano nodal b) Formação de um plano nodal internuclear a partir da superposição de orbitais fora de fase c) Interferência construtiva entre as funções de onda representativas da parte radial. .................................................................. 53 Figura 13 - Representação do diagrama de orbitais moleculares para uma entidade molecular diatômica. ................................................................................................................................. 56 Figura 14 - Diagrama de orbitais moleculares para H2. .......................................................... 57 Figura 15 - Representação gráfica da sobreposição de orbitais. ............................................. 58 Figura 16 - Representação gráfica de uma ligação sigma a partir de dois orbitais s. .............. 59 Figura 17 - Representação gráfica de uma ligação pi a partir de dois orbitais p. .................... 59 Figura 18 - Exemplos representativos de combinações não ligantes entre orbitais. ............... 60 Figura 19 - Designação dos orbitais através do sistema g - u. ................................................ 61 Figura 20 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para He2. ................ 62 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365833 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365833 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365834 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365834 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365835 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365841 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365841 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365841 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365841 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365841 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365842 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365842 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365844 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365847 12 Figura 21 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para Li2. ................. 64 Figura 22 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para Be2. ................ 65 Figura 23 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para B2. .................. 66 Figura 24 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para C2. .................. 67 Figura 25 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para N2. .................. 71 Figura 26 - Níveis de energia dos orbitais atômicos para as moléculas diatômicas do segundo período da tabela periódica. ...................................................................................................... 72 Figura 27 - Interações em um diagrama de orbitais moleculares a) Sem inversão σ-π. b) Com inversão σ-π. ............................................................................................................................. 73 Figura 28 - Ilustração representativa dos orbitais moleculares HOMO e LUMO. ................. 75 Figura 29 - Representação do diagrama de orbitais moleculares para O2. .............................. 77 Figura 30 – Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para F2. .................. 79 Figura 31 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para Ne2. ................ 80 Figura 32 - Ilustração geral do experimento de espectroscopia fotoeletrônica. ...................... 81 Figura 33 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para uma molécula genérica AB - espécie diatômica heteronuclear. ...................................................................... 83 Figura 34 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para HF. ................. 84 Figura 35 - Representação do óxido nítrico. ........................................................................... 84 Figura 36 – Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para NO................. 85 Figura 37 - Representação gráfica do diagrama de orbitais moleculares para CO. ................ 87 Figura 38 - Relação do 𝞆spec com o período da tabela periódica. ............................................ 96 Figura 39 - Relação 𝞆spec com os grupos da tabela periódica. ................................................. 97 Figura 40 - Comparação entre os modelos de eletronegatividade de Allen, Pauling e Allred- Rochow. .................................................................................................................................... 98 Figura 41 - Triângulo de van Arkel-Ketelaar. ....................................................................... 100 Figura 42 - Representação gráfica da eletronegatividade dos elementos químicos segundo a escala de Allen. ....................................................................................................................... 101 Figura 43 - Organização da UDM. ........................................................................................ 108 Figura 44 - Esquematização de relações entre as etapas da modelagem. .............................. 119 Figura 45 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 1..................... 147 Figura 46 - Representação através de reação química para a molécula di-hidrogênio do Grupo 2. ............................................................................................................................................. 148 Figura 47 - Representação através de reação química para a molécula di-hidrogênio do Grupo 3. ............................................................................................................................................. 149 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365850 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365857 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365864 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365872 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365873 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365875 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365875 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365876 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365876 13 Figura 48 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 4..................... 150 Figura 49 - Representação gráfica para a molécula di-hélio do Grupo 4. ............................. 150 Figura 50 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 5..................... 152 Figura 51 - Representação gráfica para o átomo hélio do Grupo 5. ...................................... 152 Figura 52 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 6..................... 154 Figura 53 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 7..................... 155 Figura 54 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 9.................... 156 Figura 55 - Representação gráfica para a molécula di-hélio do Grupo 9. ............................. 157 Figura 56 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 10................... 158 Figura 57 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio e di-hélio do Grupo 11. . 159 Figura 58 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio e di-hélio do Grupo 1 – segundo modelo. ..................................................................................................................... 161 Figura 59 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 3 – segundo modelo. ................................................................................................................................... 162 Figura 60 - Representação gráfica para a molécula di-hélio do Grupo 3 – segundo modelo. ................................................................................................................................................ 163 Figura 61 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 4 – segundo modelo. ................................................................................................................................... 164 Figura 62 - Representação gráfica para a molécula di-hélio e di-hidrogênio do Grupo 4 – segundo modelo. ..................................................................................................................... 164 Figura 63 - Representação gráfica para as moléculas do Grupo 7. a) Di-hidrogênio. b) Di-hélio. ................................................................................................................................................ 166 Figura 64 - Representação gráfica para as moléculas di-hélio e di-hidrogênio do Grupo 6 – segundo modelo. ..................................................................................................................... 167 Figura 65 -Representação gráfica para a molécula di-hélio do Grupo 7 – segundo modelo. 168 Figura 66 - Representação gráfica para a molécula di-hélio do Grupo 8 – segundo modelo. ................................................................................................................................................ 169 Figura 67 - Representação gráfica para a molécula di-hidrogênio do Grupo 8 – segundo modelo. ................................................................................................................................... 169 Figura 68 - Representação gráfica para as moléculas di-hidrogênio e di-hélio do Grupo 9 – segundo modelo. ..................................................................................................................... 170 Figura 69 - Representação gráfica para a molécula de di-hélio e di-hidrogênio do Grupo 10 – segundo modelo. ..................................................................................................................... 171 Figura 70 - Representação gráfica corrigida para o hélio do Grupo 11 – segundo modelo. . 172 14 Figura 71 - Representação gráfica da situação detergente-água do Grupo 1. ...................... 176 Figura 72 - Representação gráfica para a discussão do di-oxigênio do Grupo 4. ................. 179 Figura 73 - Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de O2 e N2 do Grupo 5. ............................................................................................................................................. 180 Figura 74 – Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de N2 do Grupo 8. ................................................................................................................................................ 182 Figura 75 - Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de O2 do Grupo 9. ................................................................................................................................................ 183 Figura 76 – Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de O2 e N2 do Grupo 10. ........................................................................................................................................... 184 Figura 77 – Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de O2 do Grupo 1 – segundo momento. .................................................................................................................. 187 Figura 78 - Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de O2 e N2 do Grupo 2. ............................................................................................................................................. 188 Figura 79 - Representação do esquema do Grupo 4 para a relação bolha de ar e ímã. ......... 190 Figura 80 - Representação do esquema do Grupo 4 para a relação bolha de gás oxigênio e ímã. ................................................................................................................................................ 190 Figura 81 – Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de N2 e O2 do Grupo 6 – segundo momento. ............................................................................................................ 192 Figura 82 – Representação gráfica dos diagramas de orbitais moleculares de O2 do Grupo 8 – segundo momento. .................................................................................................................. 193 Figura 83 - Esquematização das categorias para o di-hidrogênio – primeiro modelo. ......... 196 Figura 84 - Frequência da menção das categorias observadas para o di-hidrogênio – primeiro modelo. ................................................................................................................................... 196 Figura 85 - Esquematização das categorias para o di-hélio – primeiro modelo. ................... 199 Figura 86 - Frequência da menção das categorias observadas para o di-hélio – primeiro modelo. ................................................................................................................................................ 199 Figura 87 - Esquematização das categorias para o di-hidrogênio – segundo modelo. .......... 201 Figura 88 - Frequência da menção das categorias observadas para o di-hidrogênio – segundo modelo. ................................................................................................................................... 202 Figura 89 - Esquematização das categorias para o di-hélio – segundo modelo. ................... 203 Figura 90 - Frequência da menção das categorias observadas para o di-hélio – segundo modelo. ................................................................................................................................................ 203 15 Figura 91 – Esquematização das categorias surgidas para o dia- e paramagnetismo das moléculas N2 e O2. .................................................................................................................. 205 Figura 92 - Representação gráfica comparativa entre versões da UDM. .............................. 212 Figura 93 - Energia de dissociação de ligação (BDE) para as moléculas diatômicas homonucleares. ....................................................................................................................... 213 Figura 94 - BDE em função do número atômico para a família dos metais alcalinos. ......... 215 Figura 95 - Valores experimentais de BDE e valores calculados de BDE através da contribuição principal para a família do boro. ............................................................................................. 219 Figura 96 - BDE experimental e BDE calculada a partir das considerações de contribuição principal e contribuição principal mais termo de repulsão eletrônica para a família do carbono. ................................................................................................................................................ 222 Figura 97 - BDE experimental e BDE calculada a partir das considerações de contribuição principal e contribuição principal mais termo de repulsão eletrônica para a família dos pnictogênios (15). ................................................................................................................... 223 Figura 98 - BDE experimental e BDE calculada a partir das considerações de contribuição principal e contribuição principal mais termo de repulsão eletrônica para a família dos calcogênios (16). ..................................................................................................................... 225 Figura 99 - BDE experimental e BDE calculada: BDE calculada a partir das considerações de contribuição principal e contribuição principal mais termo de repulsão eletrônica para a família dos halogênios (17). ................................................................................................................ 227 Figura 100 - BDE experimental e BDE calculada a partir das considerações de contribuição principal e contribuição principal mais termo de polarização para a família dos metais alcalino terrosos (2). ............................................................................................................................. 229 Figura 101 - BDE experimental e BDE calculada a partir das considerações de contribuição principal e contribuição principal mais termo de polarização para a família dos gases nobres (18). ........................................................................................................................................ 230 Figura 102 - Variação em energia das tríades do segundo período da tabela periódica. ...... 232 16 LISTA DE QUADROS Quadro 1 - Primeira seção da UDM: Contexto da intervenção didático-pedagógica. .......... 109 Quadro 2 - Segunda seção da UDM: Análise didático-epistemológica. ............................... 111 Quadro 3 - Terceira seção da UDM: Análise didático-pedagógica. ..................................... 114 Quadro 4 - Quarta seção da UDM: Abordagem metodológica. ............................................ 115 Quadro 5 - Quinta seção da UDM: Título, objetivos de aprendizagem e sequências didáticas. ................................................................................................................................................ 116 Quadro 6 – Últimas tarefas da UDM: Seleção das estratégias didáticas e das estratégias de avaliação. ................................................................................................................................ 117 Quadro 7 - Recorte da seção "Análise Científico-Epistemológica" da UDM. ...................... 133 Quadro 8 - Recorte da seção "Análise Didático-Pedagógica" da UDM. .............................. 134 Quadro 9 - Quadro resumo da elaboração da UDM "Teoria do Orbital Molecular: um modelo científico para abordagem de ligações químicas." ................................................................. 137 Quadro 10 - Instrumento de análise de interrelação entre elementos da UDM. ................... 208 Quadro 11 - Primeira interrelação entre elementos da UDM para a primeira versão. .......... 209 Quadro 12 - Última interrelação entre elementos para a última versão da UDM. ................ 211 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365933 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365934 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365935 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365936 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365936 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365937 file:///C:/Users/Usuario/Desktop/Amo%20Você%20Jô/Tese_Joana%20Souza%20Oliveira%20Galavotti%20-%20V6.docx%23_Toc165365937 17 LISTA DE ABREVIATURAS E SIGLAS BDE CAPES Energia de dissociação de ligação Coordenação de Aperfeiçoamento de Pessoal de Nível Superior CLOA Combinação Linear dos Orbitais Atômicos EFM Ensino Fundamentado em Modelagem EQ Ensino de Química ES Ensino Superior HOMO IQ Orbital molecular ocupado de maior energia Instituto de Química LUMO Orbital molecular desocupado de menor energia OL Ordem de ligação OM Orbital molecular OMAL Orbital molecular antiligante OML Orbital molecular ligante OMNL Orbital molecular não ligante TLV Teoria da Ligação de Valência TOM Teoria do Orbital Molecular UDM UNESP Unidade Didática Multiestratégica Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho” 18 SUMÁRIO 1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................ 20 1.1 Hipótese de pesquisa ....................................................................................................... 22 1.2 Pergunta da pesquisa ....................................................................................................... 22 1.3 Objetivos ......................................................................................................................... 23 2 LEVANTAMENTO BIBLIOGRÁFICO .............................................................................. 24 3 JUSTIFICATIVA .................................................................................................................. 30 4 REFERENCIAL TEÓRICO .................................................................................................. 31 4.1 Anos de 1900 a 1910 ...................................................................................................... 31 4.2 Anos de 1911 a 1920 ...................................................................................................... 34 4.3 Anos de 1921 a 1930 ...................................................................................................... 38 4.4 A Teoria do Orbital Molecular (TOM) ........................................................................... 51 4.4.1 Nomenclatura dos orbitais moleculares ................................................................... 60 4.4.2 Diagramas de orbitais moleculares para moléculas diatômicas homonucleares do segundo período da tabela periódica – He2 a N2. .............................................................. 61 4.4.3 Hibridização de orbitais ........................................................................................... 72 4.4.4 Orbitais HOMO e LUMO ........................................................................................ 74 4.4.5 Diagramas de orbitais moleculares para moléculas diatômicas homonucleares do segundo período da tabela periódica – O2, F2 e Ne2.......................................................... 77 4.4.6 Espectroscopia de fotoelétrons ................................................................................. 80 4.4.7 Diagramas de orbitais moleculares para moléculas diatômicas heteronucleares do segundo período da tabela periódica ................................................................................. 82 4.5 Teoria do Orbital Molecular e Eletronegatividade ......................................................... 87 4.5.1 A escala de eletronegatividade para Pauling (1932) ................................................ 88 4.5.2 A escala de eletronegatividade para Mulliken (1934) .............................................. 92 4.5.3 A escala de eletronegatividade para Allred e Rochow (1958) ................................. 93 4.5.4 A escala de eletronegatividade para Allen (1989) ................................................... 94 4.6 REFERENCIAL TEÓRICO-METODOLÓGICO ....................................................... 101 5 PERCURSO METODOLÓGICO ....................................................................................... 105 5.1 Unidade Didática Multiestratégica: uma forma de planejar ......................................... 107 5.2 Considerações sobre os modelos e o Ensino Fundamentado em Modelagem (EFM) .. 118 5.3 Natureza da pesquisa .................................................................................................... 121 5.3.1 Desenho de pesquisa .............................................................................................. 121 5.4 Análise de conteúdo ...................................................................................................... 122 19 6 RESULTADOS ................................................................................................................... 129 6.1 Parte I ............................................................................................................................ 131 6.1.1 Elaboração e aplicação da Unidade Didática Multiestratégica (UDM) ................. 131 6.1.2 Transcrições dos modelos expressos pelos grupos ................................................ 147 6.1.3 Transcrições e comentários: situação do paramagnetismo e diamagnetismo ........ 174 6.1.4 Categorias por análise de conteúdo ........................................................................ 195 6.2 Parte II ........................................................................................................................... 213 7 CONSIDERAÇÕES FINAIS .............................................................................................. 234 REFERÊNCIAS ..................................................................................................................... 237 APÊNDICE ............................................................................................................................ 242 20 1 INTRODUÇÃO A Teoria do Orbital Molecular (TOM) é um modelo científico de ligação química com fundamentos da mecânica quântica, sendo importante para o estudo espectroscópico de moléculas. Datada em meados da década de 1920, a TOM amplia o entendimento da ligação química para além do compartilhamento de pares eletrônicos (Pereira et al., 2017). De acordo com a TOM, os elétrons ocupam os orbitais moleculares e, consequentemente, há o pertencimento dessas entidades por toda a estrutura molecular (Barros, 1992). Essa distribuição se vincula ao surgimento de funções de onda distribuídas por todo um sistema (Miessler; Fischer; Tarr, 2014). Dentre os principais responsáveis pela elaboração da TOM estão Robert Mulliken, Friedrick Hund, John Lennard-Jones e Edward Condon (Murrell, 2011). Devido as contribuições desses cientistas, a TOM atua como uma ferramenta que auxilia na previsão de estruturas estáveis, propriedades físicas, reatividade de espécies químicas e comportamento magnético de materiais (Murrell, 2011). Sendo uma importante ferramenta para avaliação de ligações químicas e sistemas moleculares, a TOM compõem a grade curricular dos cursos de graduação em Química, seja por meio das disciplinas da área de Química Geral, Química Orgânica ou Inorgânica. No Instituto de Química da Unesp de Araraquara, os discentes têm um primeiro contato com esse modelo no primeiro ano do curso de Bacharelado em Química na disciplina de Química Fundamental (antiga Química Geral) em meio ao estudo das ligações químicas. Como a TOM é relevante para os estudos espectroscópicos, é de se esperar que haja uma quantidade considerável de estudos em literatura que a envolvam junto às investigações de cunho molecular, mas e quanto ao Ensino desse modelo de ligação química? Para compreender o que vem sendo trabalhado com a TOM junto ao campo do Ensino de Química, foi feito um levantamento bibliográfico em bases de dados e revistas nacionais. Desse levantamento percebe-se que há uma forte presença de trabalhos voltados ao desenvolvimento e/ou aproveitamento de programas computacionais e aplicativos para visualização e comparação de representações gráficas dos diagramas de orbitais moleculares. Há registros de concepções alternativas vinculadas aos aspectos da mecânica quântica, principalmente, em literatura estrangeira. Todavia, não há menção de trabalhos nacionais que tratem o Ensino da TOM como um modelo que dialogue com as outras teorias de ligação química. Nesse contexto, o presente trabalho sugere uma abordagem para a TOM como um modelo científico de ligação química. A abordagem é organizada por meio de uma Unidade Didática Multiestratégica (UDM) estruturada para os anos iniciais dos cursos de graduação em 21 Química. Nessa sequência propõe-se o uso do Ensino Fundamentado em Modelagem (EFM) como metodologia de ensino. Com isso, se espera fornecer um material educacional que reúna diferentes estratégias didáticas e possa contribuir com a literatura da área. Além da elaboração, há a aplicação das aulas fundamentadas na UDM para uma turma do primeiro ano de graduação do curso Bacharelado em Química do Instituto de Química da UNESP de Araraquara. Durante a aplicação dessas aulas, haverá atividades de modelagem em momentos apropriados acerca do conteúdo. Com o intuito de verificar as potencialidades do Ensino da Teoria do Orbital Molecular com base em uma UDM orientada pelo Ensino Fundamentado em Modelagem, serão analisados os modelos expressos pelos alunos nas atividades de modelagem através da Análise de Conteúdo de Bardin. Por fim, diários de aula compõem uma leitura geral sobre essa intervenção em sala de aula. Em paralelo com a ideia de trazer a TOM em um contexto educacional, há uma parte deste trabalho dedicada à pesquisa da disposição energética dos orbitais nos diagramas de orbitais moleculares para espécies diatômicas homo- e heteronucleares do primeiro e segundo período da tabela periódica. Os diagramas de orbitais moleculares constituem-se como um relevante aspecto teórico e simbólico da teoria, sendo modelos vastamente representados em materiais de estudo da Química. Ao analisar os diagramas de espécies ditas leves como B2, C2 e N2 comparadas com as chamadas pesadas como O2 e F2, se nota uma inversão entre os orbitais moleculares do tipo sigma (σ) e pi (π). Há alguma forma de explicar essa inversão tão comumente encontrada em livros didáticos para a graduação? Para responder esse questionamento, o trabalho usufrui da eletronegatividade proposta por Leland Allen na busca de um modelo que se coloque como uma boa tratativa da situação descrita. Partindo dos diagramas de orbitais moleculares propõe-se ainda uma descrição da energia de dissociação de moléculas diatômicas homonucleares formadas por elementos químicos do primeiro e segundo período da tabela periódica em relação a propriedades do átomo isolado. Com isso, sugere-se correlações entre parâmetros de propriedades como o número de elétrons desemparelhados, o número de nós radiais, o número quântico principal, entre outras, em relação ao comportamento da energia de dissociação de moléculas diatômicos para as famílias dos elementos químicos representativos. Essa proposição vincula-se ao aprofundamento do estudo de informações trazidas pelos diagramas de orbitais moleculares. Consequentemente, novos modelos são apresentados. Dessa forma, se espera contribuir com a área da Química a partir das proposições descritas, sendo uma delas a elaboração e aplicação de uma UDM amparada no EFM o que culmina na produção de um material educativo direcionado aos anos iniciais dos cursos de 22 graduação em Química. Ademais, se propõe o desenvolvimento de uma correlação entre a posição em energia das configurações de valência dos átomos representativos junto aos diagramas de orbitais moleculares como tratativa da inversão (σ) – pi (π) ampliando discussões acerca desse tema. Por fim, os diagramas de orbitais moleculares inspiraram observações que motivaram a descrição de correspondências entre a energia de dissociação de moléculas e propriedades do átomo isolado. 1.1 Hipótese de pesquisa A Teoria do Orbital Molecular (TOM) se vincula à interpretação moderna da ligação química junto ao mundo quântico fornecendo a previsão da estabilidade e existência de moléculas, a observação da manifestação da cor, a reatividade de sistemas moleculares, entre outros. Assim, uma proposta de ensino através do Ensino Fundamentado em Modelagem (EFM), com o auxílio do planejamento didático-pedagógico por meio de uma Unidade Didática Multiestratégica (UDM), contribui para uma melhor aprendizagem desse modelo científico pelos estudantes, sendo capaz de fornecer material para a literatura de uma temática relevante que ainda pode ser explorada junto ao Ensino. Além disso, há uma intrigante inversão conhecida como sigma (σ) – pi (π) nos diagramas de orbitais moleculares na transição da entidade N2 para O2. À essa inversão se propõe um caminho de análise através da eletronegatividade de Allen, possibilitando uma visão mais completa dos diagramas de orbitais moleculares. 1.2 Pergunta da pesquisa Como foi o processo de ensino e aprendizagem de alunos do 1º ano do curso de bacharelado em Química do Instituto de Química da UNESP de Araraquara sobre a Teoria do Orbital Molecular (TOM) com o uso de uma Unidade Didática Multiestratégica (UDM) fundamentada pela modelagem? Além disso, sabendo que os diagramas de orbitais moleculares constituem parte relevante da Teoria do Orbital Molecular (TOM), como pode ser descrita a relação entre a eletronegatividade dos elementos químicos e a posição em energia dos orbitais moleculares nos diagramas para espécies diatômicas homonucleares expandindo o entendimento dos diagramas? E como as potencialidades da TOM podem ser correlacionadas junto as propriedades dos átomos isolados a fim de sugerir modelos explicativos acerca do comportamento da energia de 23 dissociação de moléculas diatômicas homonucleares formadas por elementos químicos do segundo período da tabela periódica? 1.3 Objetivos O trabalho visa dois objetivos principais vinculados a Teoria do Orbital Molecular com base nas potencialidades dessa como modelo científico de ligação química: - Analisar as contribuições de uma Unidade Didática Multiestratégica baseada no Ensino Fundamentado em Modelagem para abordagem da Teoria do Orbital Molecular voltada aos estudantes do Bacharelado em Química do Instituto de Química da UNESP de Araraquara. - Elaborar uma correlação entre a posição em energia das configurações de valência dos átomos representativos, principalmente, do primeiro e segundo períodos da tabela periódica com os diagramas de orbitais moleculares estabelecidos por estes átomos em moléculas diatômicas homo e heteronucleares tornando possível a motivação clara da inversão sigma (σ) – pi (π). Como desdobramento dos objetivos gerais são propostos os seguintes objetivos específicos: - Elaborar um produto educacional direcionado ao Ensino da Teoria do Orbital Molecular com auxílio do planejamento didático pedagógico por meio de Unidades Didáticas Multiestratégicas e o uso de diferentes estratégias didáticas. - Aplicar a Unidade Didática Multiestratégica, baseada no Ensino Fundamentado em Modelagem para abordagem da Teoria do Orbital Molecular a estudantes do Ensino Superior em Química do Instituto de Química. - Analisar as contribuições do Ensino Fundamentado em Modelagem para abordagem da Teoria do Orbital Molecular. - Construir um produto educacional acerca da Teoria do Orbital Molecular reunindo aspectos qualitativos e quantitativos que auxiliem os leitores na compreensão dos diagramas de orbitais moleculares de espécies diatômicas homo- e heteronucleares advindas dos átomos do primeiro e segundo período da tabela periódica. 24 2 LEVANTAMENTO BIBLIOGRÁFICO A fim de compreender como a Teoria do Orbital Molecular (TOM) é trabalhada na área de Ensino em Química, foi feito um levantamento bibliográfico no acervo virtual de alguns periódicos a fim de conhecer o que foi produzido na área de Ensino de Química para a educação superior ao longo dos últimos anos. Foram estudados os trabalhos publicados entre os anos de 2010 e 2022 a partir de algumas questões orientadoras. Inicialmente, houve a intenção em saber o que vem sendo produzido no Ensino de Química almejando a educação a nível superior no Brasil. A partir disto, como as ligações químicas são tratadas nesse âmbito? O que vem sendo produzido na área de Ensino de Química para a educação superior? Para responder a essa questão foram selecionados os seguintes periódicos: Revista Brasileira de Ensino de Química, Revista Brasileira de Pesquisa em Educação em Ciências, Revista Ciência e Educação, Ensaio Pesquisa em Educação em Ciências, Investigações em Ensino de Ciências (IENCI), Química Nova e Química Nova na Escola (QNESC). Os periódicos consultados são nacionais de acesso aberto e divulgam as pesquisas da área de Ensino de Química e Ensino de Ciências. A divulgação é feita por meio impresso e/ou online através da biblioteca digital Scielo ou de site próprio. Os periódicos são bem avaliados conforme o sistema Qualis Periódicos da Plataforma Sucupira/CAPES em que a classificação desses se encontra em A ou B. Desse modo, a boa avaliação na área de interesse, a facilidade de acesso e o contexto nacional guiaram a escolha desses periódicos. Além desses, foi realizado um levantamento a partir das teses e dissertações da CAPES. Para a consulta acerca do tema foram utilizadas as palavras-chaves: ensino de química; ensino superior; química; ensino. Os artigos foram selecionados a partir da leitura dos títulos, resumos, palavras-chaves e, quando necessário, do texto completo. Dessa forma, foi possível conhecer o que vem sendo estudado na área de Ensino de Química para o Ensino Superior. A Revista Brasileira de Ensino de Química apresentou 36 trabalhos. Estiveram presentes nas palavras-chaves dos trabalhos encontrados as seguintes temáticas e quantidades que foram citadas: metodologia de ensino CTSA (2), linguagem simbólica (1), experimentação (7), educação à distância (2), estratégias de ensino (1), evasão (1), formação docente (1), sequências de ensino-aprendizagem (1), história da ciência (1), concepções prévias (1), motivação para docência (1), prática docente (1), profissão docente (1), extensão (1), estágio supervisionado (1), química verde (6), formação de professores (9), formação 25 inicial de professores (1), interdisciplinaridade (1), modelos (3), filosofia da ciência (1), metodologias diferenciadas (2), educação inclusiva (1), licenciatura em química (1), currículo (1), tecnologia de informação e comunicação (1) e filosofia da ciência (1). As temáticas de formação de professores, experimentação e química verde foram as mais presentes no periódico. O periódico Revista Brasileira de Pesquisa em Educação em Ciências reportou 17 trabalhos. As temáticas que apareceram nas palavras-chaves foram: química verde (1), história da química (1), perfil dos estudantes (1), formação de professores (2), formação inicial de professores (1), necessidades formativas (1), ação mediada (1), ressignificação (1), análise do discurso (1), CTS (1), perfil conceitual (1), gramática de design visual (1), aprendizagem baseada em equipes (1), diretrizes curriculares (1) e análise de projeto pedagógico de curso (1). Nesse periódico, a formação de professores/formação inicial de professores teve maior presença. A busca na Revista Ciência e Educação resultou em 15 trabalhos. As palavras-chaves indicaram que foram trabalhadas as temáticas: formação de professores (2), formação inicial de professores (1), ensino e aprendizagem (1), letramento digital (1), jogos (1), pesquisa em educação (1), didática (1), análise de discurso (2), inclusão (2), relação professor e estudante (1), prática docente (1) e análise semiótica (1). Em geral a formação de professores, a educação inclusiva e a análise de discurso em materiais se destacaram nesse período. A consulta na Revista Ensaio Pesquisa em Educação em Ciências apresentou 9 trabalhos, os quais, continham nas palavras-chaves: analogia (1), recursos educacionais (1), linguagem (1), modos semióticos e multimodalidade (1), formação de professores (2), laboratório de ensino (1), argumentação (1) e educação inclusiva (1). A procura na Revista Investigações em Ensino de Ciências reportou 23 trabalhos. Nesses trabalhos foram encontradas as temáticas: CTS (1), evasão (1), produção acadêmica brasileira (1), formação de professores (5), formação inicial de professores (1), formadores de professores (1), livros didáticos (2), experimentação (2), pesquisa bibliográfica (1), texto- científico (1), química verde, relação com o saber (1), professor-pesquisador (1), currículo (1), contextualização (1), comunicação científica (1) e histórias em quadrinhos (1). Observou-se que a temática de formação de professores/formação inicial de professores teve maior incidência. O levantamento na revista Química Nova forneceu 22 trabalhos para a pergunta de interesse, os quais, possuíam as temáticas: formação de professores (3), formação continuada de professores (1), ensino e aprendizagem (3), casos investigativos (1), desenvolvimento de 26 competências (1), História da Ciência/Química (3), linguagem científica (3), jogos de empresa (1), escrita científica (1), analogias (1), concepções alternativas (1), questões étnico- raciais (1), autoria coletiva (1) e aprendizagem colaborativa com suporte computacional (1). O periódico Química Nova na Escola apresentou um total de 30 publicações com as temáticas: concepções dos professores (1), formação de professores (6), formação inicial de professores (2), prática docente (2), PIBID (5), contextualização (2), experimentação (3), educação ambiental (1), atividades lúdicas (1), licenciatura parcelada (1), currículo (1), modelos e representações (1), monografia de conclusão de curso (2), pesquisa-ação (1). Formação de professores/formação inicial de professores, PIBID e experimentação foram as temáticas com maior presença nesse periódico. Pelo levantamento foi possível verificar que há uma abordagem maior em relação à formação de professores / formação inicial de professores e à experimentação no ensino superior no período analisado, além de um certo destaque em uso da CTSA (Ciência, Tecnologia, Sociedade e Ambiente) como metodologia de Ensino para a área da Química. Quanto ao levantamento das teses de doutorado pela CAPES, foram encontrados 44 resultados. A grande maioria diz respeito à formação de professores (13), seguido da educação inclusiva (3) e divulgação científica (3). Outros assuntos foram tratados como saberes docentes (1), tecnologias educacionais (1), perfil conceitual (1), argumentação (2), revisão por pares (1), semiótica (1), currículo (1), Ilhas interdisciplinares de racionalidade (1), questões étnico-raciais (1), Concepções e obstáculos epistemológicos (1), práticas pedagógicas (1), química verde (1), retextualização (1), casos investigativos (2), abordagem CCS (construcionista, contextualizada e significativa) (1), alfabetização científica (2), aprendizagem por ação coletiva (2), produção acadêmica em Química ou de pesquisa em ensino de química (2), ludicidade (1) e modelagem molecular (1). Quanto ao levantamento das dissertações de mestrado pela CAPES, foram encontrados 101 resultados, sendo que 30 desses se referem a formação de professores. As outras temáticas retrataram: experimentação (8), educação não formal (1), mediação semiótica (1), políticas educacionais (1), alfabetização científica (4), tecnologia na educação (3), educação ambiental (5), evasão (1), elaboração de significados (1), revisão narrativa (1), aprendizagem significativa (1), educação inclusiva (3), permanência estudantil (3), analogias (1), CTSA (2), caracterização dos estudantes (3), concepções alternativas (3), ensino de química analítica (1), interações discursivas (1), tutorias (1), gêneros/educação sexual (1), livro didático (2), elaboração de material (5), conceitos científicos (4), abordagem cooperativa (2), currículo (3), questão étnico- racial (1), avaliação (1), jogos (3), História da Ciência (2), estudo de caso (1), estudo de material 27 (1). Com predomínio claro da formação de professores, não se encontrou um estudo aprofundado da TOM, mas um desses trabalhos – “As naturezas da ligação química covalente: uma proposta de perfil conceitual” de Ricardo Santos Baltieri - discutiu em forma de revisão narrativa o conceito de ligação química que é crucial nesse estudo. • O que vem sendo produzido na área de Ensino de Química para o ensino de ligações químicas? O que essas pesquisas mostram? Para responder a essa questão foram consultados os mesmos periódicos e o portal da CAPES, sendo observados alguns resultados para parte desses materiais. A partir do levantamento realizado foram encontrados dois artigos na revista Brasileira de Educação em Ciências. Em um deles, foram estudadas analogias quanto ao ensino de ligações químicas em escolas de ensino médio, tendo como título “Analogias sobre ligações químicas elaboradas por alunos do Ensino Médio” das autoras Paula Mendonça, Rosária Justi e Mary Mendes de Oliveira. O outro trabalho apresentado pela revista se refere a um levantamento em periódicos nacionais e internacionais que indicou que as concepções alternativas foram o assunto predominante quanto ao tema de ligações químicas – “Pesquisas em periódicos nacionais e internacionais sobre o ensino e aprendizagem de ligação química” dos autores Lucas Fernandes e Ângela Campos. Assim, o estudo acabou por indicar as concepções com maior frequência encontradas no Ensino de ligação covalente, ligação iônica e ligação metálica fornecendo ao leitor um panorama das múltiplas interpretações vinculadas ao tema. Já na revista Investigações em Ensino de Ciências pode-se destacar o artigo – “Investigando aproximações entre textos de divulgação científica e livros didáticos de Química” dos autores Maria Costa de Oliveira, Leonardo Cantanhede e Severina Cantanhede. Esse artigo trouxe uma análise de livros didáticos e textos de divulgação científica aplicados ao tema de ligações químicas. No periódico Química Nova foram encontrados três trabalhos da década de 1980 e 1990 sobre o assunto, sendo que esses discutem a compreensão da regra do octeto, a historicidade e a conveniência de seu uso na prática e no Ensino, sendo esses: “Tópicos em Ligação Química I: sobre o procedimento para escrever estruturas de Lewis” de Natarajan Subramanian, Antônio Filho e Teresa Saldanha; “Tópicos em Ligação Química II: sobre o mérito da regra do octeto” de Natarajan Subramanian, Antônio Filho e Teresa Saldanha e “Regra do octeto e Teoria da Ligação Química no Ensino Médio: Dogma ou Ciência?” de 28 Eduardo Mortimer, Gerson Mol e Lucienir Duarte. Apesar de se encontrarem fora do período em pesquisa, entende-se a importância desses trabalhos na discussão da regra do octeto. Na revista Química Nova na Escola o tema “ligações químicas” é associado com jogos e atividades lúdicas para sua aprendizagem, mapas conceituais e análise de livros totalizando o encontro de 5 trabalhos. Foram eles: “Representações presentes nos livros didáticos: um estudo realizado para o conteúdo de ligação iônica a partir da Semiótica Peirceana” de Karina Scalco, Márcia Regina Cordeiro e Keila Kiill; “Os jogos educacionais de cartas como estratégia de Ensino em Química” de Joaquim Mendes da Silva, Antônio Carlos de Oliveira Guerra, Juliana Brandão, Enilce Vaitsman, Cláudia Barros, Anderson Cosme de Oliveira, Patrícia Focetola, Roberto Xavier de Almeida, Rafael Iack, Nádia da Silva Pedro, Lucas Grion, Aline Souza e Pedro Costa; “Iônico ou covalente? Dama Química como forma lúdica e interativa para o Ensino de Química na Educação Básica” de Lindaura Santos, Deise Lima, Maria José Sales e Eltamara Souza da Conceição; “Uso combinado de mapas conceituais e estratégias diversificadas de Ensino: uma análise inicial das ligações químicas” de José Odair da Trindade e Dácio Hartwig e “Análise sobre as formas de apresentação do conhecimento químico: o conceito de ligações químicas em livros didáticos” de Tavane Rodrigues, Fernanda da Silva, Bruno Pastoriza, Fábio Sangiogo, Alessandro Soares e Vitória Silva. As estratégias de ensino para as ligações químicas, como as atividades lúdicas e o mapa conceitual revelam o interesse por formas de abordagem desse conteúdo revelando uma certa tendência em como tratar esse assunto em sala de aula. Um levantamento também foi realizado na plataforma Scielo em que 3 resultados indicavam que a área de Ensino trouxe trabalhos sobre ligação química. Foram eles: “A solubilidade dos compostos iônicos: como os licenciandos em Química explicam o comportamento do cloreto de prata” de Analice de Almeida Lima e Isauro Beltrán Núnes; “Ligações entre metais: reflexões a partir dos modelos empregados em livros didáticos brasileiros de química” de Wilmo Francisco Júnior, Erivaldo da Silva e Wellington Francisco e “Ligações químicas em livros didáticos de química: uma análise dos elementos dos gêneros de discurso” de João Freitas Filho, Sírio Silva, Cleiton Souza, Ladjane de Freitas, Juliano Freitas e Jucleiton Freitas. A busca resultou em trabalhos que realizam uma análise no texto em livros didáticos para o ensino médio, mostrando a importância da definição de ligação química no século XX por Gilbert Lewis e as possíveis falhas representacionais e textuais dos livros que acabam colaborando para o estabelecimento de compreensões equivocadas. Dificuldades de uso das ligações iônicas surgem no trabalho dos autores Almeida Lima e 29 Beltrán Nunes que ressaltam a importância de discussões durante a formação inicial de professores. Dessa forma, o levantamento revela que o estudo de ligações químicas reúne, principalmente, a análise de livros didáticos, o levantamento de concepções alternativas frente às ligações iônica, metálica e covalente e o uso de estratégias de ensino diversificadas para abordagem do assunto. Em quaisquer dos trabalhos houve foco para a TOM, mesmo sendo um modelo científico de ligação química. Parte disso se dá pela concentração de trabalhos voltados à ligação química em nível escolar. Quando focamos nossa leitura ao Ensino Superior, encontramos apenas um trabalho que trata com maior afinco sobre a TOM: “Diagramas de energia de orbitais em livros didáticos de Química Geral: uma análise sob o viés da Semiótica Peirceana” dos autores Evandro Rozentalski e Paulo Alves Porto. Nesse trabalho é feita uma análise das representações de diagramas trazidas por livros didáticos do Ensino Superior, observando contextos de aplicação, objetivos e possíveis interpretações equivocadas que podem ser geradas. Assim, em âmbito nacional, a Teoria do Orbital Molecular ainda não é amplamente estudada, o que estimula a proposta de um produto educacional voltado ao seu Ensino e discussão, além de apontamentos sobre o desenvolvimento do tema em sala de aula e a compreensão dos estudantes. O portal da CAPES reportou 3 teses para a pesquisa, sendo uma delas de estudo do conceito de ligação química. Quanto às dissertações foram reportados outros 3 trabalhos, sendo 2 deles de perfil conceitual da ligação química: Livros didáticos de Química: uma análise à luz do perfil conceitual para o conceito de ligação química de Vivian Parra e o trabalho já mencionado de Ricardo Baltieri. O outro trabalho se refere ao estudo do tratamento desse tema em livros didáticos – Ligação Química: Do Saber Sábio ao Livro Didático de Cleidon Guimarães. Logo, as ligações químicas constituem objeto de interesse em seus significados como reportados pela pesquisa, porém nota-se que a abordagem da TOM encontra espaço no Ensino de Química para uma proposta de abordagem por meio de Unidades Didáticas Multiestratégicas. É importante destacar que os planos de ensino da disciplina de Química Geral do Instituto de Química trazem que a Teoria do Orbital Molecular faz parte do conteúdo da disciplina, bem como são indicados livros como referências bibliográficas para estudo. Não foram utilizados como base para o levantamento os planos de ensino organizados para cada universidade, pois teve-se a intenção de compreender as publicações elaboradas pelos pares. 30 3 JUSTIFICATIVA Espera-se que o trabalho contribua com o campo de Ensino de Química ao tratar a Teoria do Orbital Molecular (TOM) como um modelo científico de ligação química, sendo essa teoria pouco aprofundada na literatura da área mencionada. Essa percepção se dá devido ao levantamento realizado que indicou espaço para a tratativa do assunto. Para isso, fora elaborada uma Unidade Didática Multiestratégica (UDM) sobre a TOM, embasada na metodologia do Ensino Fundamentado em Modelagem (EFM). Ademais, o trabalho objetiva propor uma discussão a respeito da inversão σ – π em diagramas de orbitais moleculares do segundo período da tabela periódica usando a eletronegatividade de Leland Allen. 31 4 REFERENCIAL TEÓRICO Conforme Martins (2021), a mecânica quântica surgiu por volta de 1900 com as contribuições de Max Planck acerca da radiação do corpo negro, embora um considerável desenvolvimento ocorreu nos anos de 1920. Foi nessa década também que a Teoria do Orbital Molecular (TOM) se desenvolveu a partir dos estudos de Robert Mulliken, Friedrich Hund, John Lennard-Jones e Edward Condon (Murrell, 2011). O desenvolvimento histórico da TOM será abordado de maneira que acontecimentos importantes para o desencadear da teoria sejam lembrados neste capítulo. Assim, os prelúdios da química quântica e da ligação química serão referidos para a ênfase trazida a TOM. 4.1 Anos de 1900 a 1910 As radiações eletromagnéticas são o resultado de campos elétricos e magnéticos oscilantes que percorrem o vácuo na velocidade da luz (с) equivalente a 2,99.108 m/s. Alguns exemplos de radiação eletromagnética são a luz visível, as ondas de rádio e micro-ondas. A emissão de luz por objetos quentes, conhecida como radiação de corpo negro também é de natureza eletromagnética e foram um desafio para a Física Clássica. O corpo negro consiste em um objeto capaz de absorver toda a radiação eletromagnética nele incidente, conforme explica Studart (2000). O princípio do corpo negro foi proposto em 1860 por Robert Kirchoff que também deduziu a relação da absorção e emissão de calor em função do comprimento de onda absorvido ou emitido em temperatura específica (Gontijo; Rodrigues, 2022). Um objeto com características similares ao de um corpo negro ideal consiste em um forno, isolado termicamente, revestido internamente de material metálico e com um orifício voltado ao exterior (Studart, 2000). No corpo negro, toda a radiação incidente que adentra pelo orifício é refletida em seu próprio interior (Studart, 2000). Ao aquecer um corpo negro, há emissão da radiação eletromagnética em seu interior o que promove a reabsorção contínua, sendo que apenas uma parte das emissões evade através do orifício. Isso origina um espectro contínuo de frequências. Essas radiações emitidas apresentarão um máximo de intensidade em determinado comprimento de onda. A grande questão para a Física Clássica na época é que conforme a temperatura é elevada, a quantidade de energia emitida pelo corpo negro também aumenta o que provoca o deslocamento da intensidade da radiação emitida para comprimentos de onda cada vez mais curtos. Logo, a intensidade da radiação emitida por objetos quentes poderia tender ao infinito em comprimentos de onda muito curtos e as transferências de energia entre 32 os corpos não teriam restrição. A esse dilema se dá o nome de catástrofe do ultravioleta (Gontijo; Rodrigues, 2022). O físico alemão Max Karl Ernst Ludwig Plank sugeriu, em 1900, uma outra forma de tratar a transferência de energia. Para o cientista deveria haver uma energia mínima para essas transferências. Planck investigou a matéria que emite a radiação, considerando-a como constituída por osciladores cuja energia seria múltipla de quantidades determinadas. Assim, quando uma radiação de frequência υ é gerada por um oscilador, por exemplo, deve haver uma energia mínima para que ele oscile. Levando essa ideia para o sistema atômico, os átomos do material do corpo negro podem emitir ou absorver radiação eletromagnética em determinadas frequências. Após o estudo de equações formuladas por cientistas como John William Strutt (Lord Rayleigh), Ludwig Boltzmann, Josef Stephan, Wilhem Wien, entre outros, para a tratativa das relações de intensidade de energia x comprimento de onda x temperatura, Planck considerou que osciladores só podem emitir energia em determinadas quantidades (Studart, 2000). Assim, a energia poderia ser liberada ou absorvida pelos átomos do corpo negro em quantidades definidas. Planck nomeou a menor quantidade de energia emitida ou absorvida como radiação eletromagnética como quantum. A descrição da quantidade de energia transferida (E) entre um sistema atômico e a vizinhança é reconhecida pela (Equação 1). 𝐸 = 𝑛. ℎ. 𝜐 (Equação 1) Em que, n = 1, 2, 3..., h é a constante de Planck igual a 6,626.10−34J.s e υ é a frequência. A quantização da energia solucionava o problema da catástrofe do ultravioleta, servindo apenas para osciladores materiais. De forma quantizada, a energia é emitida e absorvida por múltiplos da constante de Planck. A quantização da energia proposta por Planck foi trazida para a luz por Albert Einstein em 1905 no contexto do efeito fotoelétrico. O efeito fotoelétrico, descoberto em 1887 por Heinrich Rudolf Hertz, consiste na emissão de elétrons de superfícies metálicas após emissão de determinadas frequências de luz. Phillip Lenard realizou alguns experimentos para identificar que o comportamento do efeito fotoelétrico era condizente com as ideias da época. Para isso, estudou a emissão de elétrons de um metal. Lenard incidiu sobre uma placa de metal, isolada ao vácuo em um recipiente de vidro, uma luz branca. Disso, mediu a velocidade dos elétrons e era esperado que o aumento da intensidade de luz incidente provocasse uma resposta de velocidade maior daqueles ejetados. O efeito fotoelétrico também deveria funcionar com 33 qualquer frequência de luz desde que a energia incidente fosse intensa. Caso a intensidade da luz fosse baixa, então haveria um tempo maior para ejeção dos elétrons da placa metálica. Entretanto, nada disso se provou válido com as experimentações. O que se observou foi que havia uma frequência mínima de luz incidente para que cada metal tivesse seus elétrons ejetados. A energia cinética desses elétrons aumentava com maior frequência de luz e não com a intensidade, um contraponto para a Física Clássica. Para explicar a emissão associada a uma frequência apropriada para cada metal e a independência da intensidade de luz, Einstein usou a quantização de energia por Planck como característica universal da luz, assim, ela é constituída por quantas isolados de energia, reconhecidos como fótons. A emissão de um elétron depende então da absorção de um fóton de energia h.υ, como Planck demonstrou. Realizando a modificação necessária para cada metal do efeito fotoelétrico, a interpretação desse efeito consiste na (Equação 2). 𝐸 = ℎ. 𝜐 − 𝑤 (Equação 2) Em que, n = 1, 2, 3..., h é a constante de Planck igual a 6,626.10−34J.s, υ é a frequência e w é a energia necessária para retirar um elétron do metal, sendo comumente chamada de função trabalho. Dessa maneira, Einstein ampliou a ideia de quantização de energia para a luz tratando- a como formada por inúmeras partículas (os fótons), complementando o comportamento ondulatório da radiação. Alguns anos depois, em 1908, o físico e químico Ernest Rutherford apresentou à comunidade científica um modelo atômico que descrevia um pequeno e denso núcleo com cargas positivas com os elétrons localizados a uma certa distância. Esse modelo desafiava a Física Clássica por conta da estabilidade do átomo. Ao supor que as partículas positivas estejam paradas, se espera que haja uma atração eletrostática entre elas e as de carga negativa, resultando em liberação de energia. Essa proposição vem do experimento trabalhado por Rutherford, Johannes Wilhelm Geiger e Ernest Marsden, em que organizaram a emissão de partículas alfa em uma lâmina de ouro posicionada à frente de uma tela de sulfeto de zinco que atua como um anteparo luminescente para detecção do desvio, tendo o vácuo entre a lâmina e o anteparo (Atkins; Jones, 2012). O desafio da estabilidade foi questionado e resolvido por Niels Bohr. Bohr aplicou a quantização de energia ao átomo de hidrogênio. Nesse contexto, o movimento dos elétrons se dava em órbitas quantizadas. A quantização foi introduzida por meio do momento angular L do elétron em órbitas definidas pelo número quântico principal n junto à 34 quantização dada pela constante de Planck (հ) conforme a (Equação 3). O número quântico principal n, portanto, se relaciona a energia do orbital, assumindo qualquer valor inteiro positivo. 𝐿 = 𝑛. ℎ 2𝜋 (Equação 3) Essa proposta de modelo atômico parte da discussão da quantização de energia apresentada por Planck. A relação da quantização das órbitas, expressa pela (Equação 3), resolveu a questão da estabilidade mostrando que as transferências de energia aconteceriam na transição de uma órbita a outra, assim as emissões e absorções ocorrem entre órbitas ditas permitidas. Apesar de superar a questão da estabilidade, o modelo fora criado com base na imposição de um número quântico, o que se tornou mais claro após o trabalho divulgado por Erwin Schrödinger em 1926. 4.2 Anos de 1911 a 1920 Durante a primeira metade do século XIX, de acordo com Nogueira e Porto (2019), o termo ligação e valência era considerado sinônimo. Segundo o Gold Book da International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC, 2023), valência pode ser definida como o número máximo de átomos univalentes (originalmente átomos de hidrogênio ou cloro) que podem se combinar com um átomo do elemento em consideração, ou com um fragmento, ou para o qual um átomo deste elemento pode ser substituído. A trajetória de construção desse conceito possui três etapas conforme proposto por Araújo Neto (2007): de 1850 a 1870 há a emergência do conceito e o desenvolvimento de pesquisas na área da química orgânica, de 1870 a 1920 há o aumento da divulgação do conceito em âmbito acadêmico e, posteriormente, a terceira fase é marcada pelo confronto entre as ideias passadas de valência e as noções modernas a partir de métodos físicos aplicados ao estudo das estruturas das substâncias. O estudo das reações orgânicas por substituição, através das teorias dos radicais e dos tipos, junto ao desenvolvimento de métodos e técnicas, possibilitou a definição de valência e a diferenciação entre essa e a ligação química. Destaca-se que a Teoria dos Tipos foi elaborada por Jean Baptiste Dumas em 1839 a partir de estudos de reações orgânicas e é considerada como a maior influenciadora sobre a teoria de valência. Os tipos representavam um conjunto de átomos que compunham os compostos químicos. Dumas definiu os tipos em tipos mecânicos e tipos químicos. Os tipos mecânicos consistiam em um conjunto de átomos unidos para formar as 35 substâncias resultando em uma fórmula geral. Já os tipos químicos se referiam ao conjunto de átomos responsáveis pelas propriedades químicas das substâncias. Ambos os tipos poderiam ser iguais ou diferentes (Nogueira; Porto, 2019). Dumas desenvolveu essa teoria após um evento, no qual, o aroma das velas causava tosse aos presentes. O químico determinou que o cloro presente nas velas era o responsável pela irritação. Ao investigar o que podia ter acontecido, Dumas observou que átomos de cloro substituíam os de hidrogênio em alguns compostos orgânicos, contrariando a teoria dualística (Nogueira; Porto, 2019). Uma apresentação detalhada sobre o assunto é encontrada no trabalho de Nogueira e Porto (2019). Segundo Santos, Silva e Wartha (2011), Gilbert Newton Lewis, (Figura 1), foi um dos responsáveis por atribuir um significado à valência. Para Lewis o número de valência ou valência consiste no número de posições ou regiões ou pontos (terminais de ligação) no átomo em que o apego aos pontos correspondentes em outros átomos ocorre, indicando as possibilidades que um átomo apresenta em se combinar com outro. Lewis também distinguiu valência e número polar. Para Lewis o número polar representava o número de elétrons perdidos por um átomo, o que é interpretado, atualmente, como número de oxidação. Essa diferença de número de valência e número polar é relevante para o esclarecimento de que as ligações envolvem transferência eletrônica, ou seja, um átomo aceita e doa elétrons. Figura 1 - Gilbert Newton Lewis. Fonte: Seaborg (2015). 36 Além de contribuir nas discussões referentes a termos como valência e número polar, nos anos iniciais do século XX, Lewis propôs hipóteses relativas ao arranjo de elétrons em um átomo o que levaria a maior clareza do entendimento do que viria a ser a ligação química. Esse passo foi fundamental para a formulação das teorias de ligação química subsequentes como a Teoria da Ligação de Valência (TLV) e a Teoria do Orbital Molecular (TOM). Em 1902, Lewis esboçava um modelo de átomo que representa suas primeiras impressões sobre essa organização atômica chamando-a de teoria do modelo cúbico. Esse modelo se organizava acerca de elétrons arranjados em cubo concêntrico. O cubo com 8 elétrons correspondia aos átomos da família 18, sendo esse cubo tratado como um caroço de referência para o período posterior. Além disso, a transferência eletrônica mencionava a natureza de ceder elétrons, como no caso do cloro e no recebimento desses, exemplificado pelo magnésio. Em 1916, Lewis publicou o artigo intitulado “O átomo e a molécula” com a discussão ampliada sobre a teoria do modelo cúbico, agora apresentado como átomo cúbico (Figura 2), apontando uma ilustração do átomo por meio de um cubo. O modelo de átomo cúbico deu origem a compreensão da ligação química. No modelo de átomo cúbico, os elétrons de valência são organizados de modo que ocupem os vértices do cubo, podendo variar de 0 a 8 o número de elétrons. Esses elétrons estariam disponíveis para formar ligações químicas, como sugerido por Lewis (1916), a partir do entendimento que os dois elétrons são simbolizados por pontos. Esses pontos são dispostos entre dois núcleos atômicos a fim de sugerir o compartilhamento do par eletrônico entre dois núcleos. Os núcleos, por sua vez, podem ser representados de maneira geral através dos símbolos dos elementos químicos. Assim, a colocação desses pontos entre dois átomos representa a ligação química conforme a Figura 3 (Filgueiras, 2016). Figura 2 - Representação do modelo do átomo cúbico. Fonte: Adaptado de Lewis (1916, p. 767). 37 Figura 3 - Representação da ligação química por pontos. Fonte: Obra dos autores. A distribuição dos elétrons de valência pela estrutura cúbica acompanhou seis postulados (Lewis, 1916, p. 768, tradução livre). 1. Em cada átomo há um “caroço” essencial que permanece inalterado em todas as mudanças químicas ordinárias e que possui um excesso de cargas positivas correspondendo em número ao número ordinal do grupo na tabela periódica ao qual pertence o elemento. 2. O átomo é composto do caroço e de um átomo externo ou camada que, no caso do átomo neutro, contém elétrons negativos em número igual ao excesso de cargas positivas no caroço, mas o número de elétrons na camada pode variar durante a transformação química entre 0 e 8. 3. O átomo tende a ter um número par de elétrons na camada (de valência), e especialmente a ter 8 elétrons que são normalmente arranjados simetricamente nos 8 vértices de um cubo. 4. Duas camadas atômicas são mutuamente interpenetráveis. 5. Os elétrons podem ordinariamente passar prontamente de uma posição na camada externa para outra. Não obstante, eles são mantidos em posição por limitações mais ou menos rígidas, e essas posições e a grandeza das limitações são determinadas pela natureza do átomo e dos outros átomos que estejam combinados com o primeiro. 6. As forças elétricas entre partículas que estejam muito próximas não obedecem à simples lei do inverso dos quadrados que prevalece em distâncias maiores. A organização do modelo do átomo cúbico junto às ideias de união entre átomos trouxe o reconhecimento de que a ligação química é resultado do compartilhamento de um par eletrônico entre átomos. Assim a ligação química ficou marcada como um par de elétrons ligados por dois átomos. Apesar das grandes contribuições ao longo da vida sobre a natureza da ligação química e a termodinâmica, Lewis não foi reconhecido com um Prêmio Nobel, apesar de ter recebido diversas honrarias. 38 4.3 Anos de 1921 a 1930 Na área cientifica, um popularizador da teoria de Lewis foi Irving Langmuir. Na década de 1920, a divulgação científica de Langmuir acompanhava a pausa temporária de Lewis a serviço do governo norte-americano durante a I Guerra Mundial. Por conta da coordenação da Escola de Defesa contra Gases da Força Expedicionária Americana, Lewis se afastou da publicação de novos trabalhos. Concomitantemente, Langmuir publicou artigos e proferiu palestras sobre o modelo de ligação química de Lewis, estudando e propondo melhoras. Langmuir nomeou a ligação química de Lewis como ligação covalente e criou os conceitos de eletroneutralidade e isosterismo. A eletroneutralidade consiste na organização dos elétrons de uma molécula de modo que as cargas formais nos átomos sejam nulas ou próximas a zero, garantindo maior estabilidade na formação de ligação covalente. Langmuir descreveu o isosterismo apontando que as moléculas com um número igual de núcleos e igual número de elétrons possuem, em geral, as mesmas estruturas. Consequentemente, Langmuir concluiu que, dentre tantas outras, as moléculas CO2, N2O, NCO- e NNN- são lineares (Pauling, 1984). Acredita-se que Lewis não simpatizava com Langmuir, considerando que esse tentava se apropriar do seu trabalho sobre ligação química. Além das palestras e artigos publicados, Langmuir cunhou a palavra “covalência” ao se referir a ligação química, entre dois átomos, com compartilhamento eletrônico e o “octeto” a organização de até 8 elétrons no átomo cúbico (FILGUEIRAS, 2016). Quando questionado em 1923 sobre a colaboração de Langmuir ao tema, Lewis respondeu “na verdade, o trabalho do Dr. Langmuir tem sido totalmente independente, e tais adições como ele fez ao que foi declarado ou implícito no meu trabalho deve ser creditado a ele sozinho” (apud Pauling, 1984, p. 202, tradução livre). Ademais: Tem sido motivo de muita satisfação para mim que no curso desta série de aplicações da nova teoria, conduzida com a maior perspicácia, o Dr. Langmuir não foi obrigado a mudar a teoria que avancei (Lewis, 1923, apud Pauling, 1984, p. 202, tradução livre). Avançando sobre a mecânica quântica, se destacam alguns cientistas, dentre eles Wolfgang Pauli, responsável por aprimorar a física quântica aplicada aos elétrons. Após o modelo atômico de Bohr, o físico alemão Arnold Sommerfeld propôs uma modificação em que o elétron se moveria em órbitas elípticas ao redor do núcleo. Assim como Bohr, Sommerfeld associou ao modelo um número quântico, no caso, os outros três conhecidos – l, ml e ms. O número quântico secundário l descreve o momento angular do elétron e identifica o orbital. O terceiro número quântico, ml, corresponde ao número quântico magnético e retrata a orientação dos orbitais. O quarto número quântico, ms, é denominado como número quântico magnético 39 de spin que indica a orientação do spin do elétron em relação à direção do campo magnético intrínseco ao interior do átomo (Atkins; Jones, 2012). Porém, avançando sobre a mecânica quântica, Wolfgang Pauli, foi responsável por aprimorar a física quântica aplicada aos elétrons. Através de suas pesquisas, descobriu-se que o elétron possui um momento magnético intrínseco o que acarreta o aumento do número de níveis de energia que pode ocupar e na orientação do seu spin. Pauli determinou, em 1925, o Princípio da Exclusão que orienta a descrição da estrutura atômica. O Princípio da Exclusão de Pauli diz que dois férmions, partículas com spin semi-inteiro, não podem ocupar simultaneamente o mesmo estado quântico, consequentemente, o par de elétrons em cada orbital deve apresentar ao menos um número quântico diferente do outro (Peierls, 1960). A natureza do elétron também foi discutida na década de 1920. Louis Victor Pierre Raymond, conhecido como Louis de Broglie foi um físico francês que propôs uma natureza ondulatória associada a partículas. Em 1924, De Broglie observara que a dualidade onda- partícula proposta por Einstein para a luz poderia ser estendida para partículas, incluindo os elétrons (Rosa, 2004). Sobre isso, De Broglie disse: Uma grande luz se fez em meu espírito, de forma súbita. Eu fiquei convencido de que o dualismo das ondas e dos corpúsculos descoberto por Einstein em sua teoria dos quanta de luz era absolutamente geral e se estendia a toda a natureza física (De Broglie, 1987, p. 103-104, tradução livre). A hipótese de De Broglie para o caráter dualista dos elétrons foi comprovada experimentalmente por Clinton Joseph Davisson e Lester Germer em 1927. Nesse experimento, um filamento é aquecido e emite um feixe de elétrons sob um cristal de níquel que atua como uma rede de difração devido ao arranjo ordenado dos átomos. O resultado foi que a intensidade do feixe espalhado apresentava um máximo que respeitava as relações de comprimento de onda, ângulo de incidência e distância entre os planos proposto por William e Lawrence Bragg, tratando-se das interferências construtivas. Com o comportamento ondulatório apresentado pelos elétrons, a natureza sugerida por De Broglie às partículas ganhou ainda mais reconhecimento e ficou conhecida através da (Equação 4) que relaciona o comprimento de onda (λ) e o momento (p), sendo que h corresponde a constante de Planck de valor igual a 6,626.10−34J.s. (Atkins; Jones, 2012). 40 𝜆 = ℎ 𝑝 (Equação 4) A hipótese de De Broglie influenciou o físico alemão Erwin Schrödinger a escrever a equação de propagação das ondas de matéria por incentivar a ideia de que a quantização pudesse ser tratada como um problema de autovalor, pois De Broglie sugeriu uma explicação para a quantização do modelo Bohr-Sommerfeld em termos de ondas estacionárias de forma a considerar uma trajetória unidimensional do elétron (Martins, 2021). A motivação de Schrödinger consistia em obter, de modo natural, a quantização do átomo, dada de modo arbitrário por Bohr-Sommerfeld, fundamentando-se na ideia de ondas estacionárias junto a uma análise em que as ondas ocupem qualquer lugar do espaço conforme explica Martins (2021). Segundo Martins (2021), utilizando a velocidade de onda associada ao elétron, Schrödinger deduziu uma equação de movimento ao elétron em três dimensões tendo uma função de onda (Ψ) como solução que representa o caráter ondulatório de uma partícula. A sua teoria não dependia da teoria da relatividade, permitindo-lhe a aplicação em sistemas acelerados e em rotação, a partir do uso de coordenadas generalizadas e de um sistema conservativo geral. Foram 6 artigos publicados em poucos meses com o título geral “Quantização como um problema de autovalores”, (Martins, 2021). De acordo com Schmidt (2008), o físico iniciou a sua proposta com a introdução da equação de Hamilton-Jacobi em que a energia (E) é descrita conforme a (Equação 5): 𝐸 = 𝐻. (𝑞, 𝜕𝑆 𝜕𝑞 ) (Equação 5) Em que H é a função hamiltoniana, q corresponde a coordenadas gerais e S corresponde a uma função geradora de uma transformação de coordenadas no espaço de configuração (Bertin; Pimentel; Pompeia, 2007). Schrödinger substituiu S por uma função Ψ, obtendo a (Equação 6). 𝑆 = 𝑘. 𝑙𝑛Ψ (Equação 6) Desse modo, a função Ψ pode ser descrita em forma exponencial (Equação 7) o que aparecia no trabalho de De Broglie (SCHMIDT, 2008). Posteriormente, o físico fez uma derivada parcial de S e Ψ em relação as coordenadas gerais para substituir na (Equação 5), obtendo (Equação 8). 41 𝜓 = 𝑒 𝑆 𝐾 (Equação 7) 𝐸 = 𝐻. (𝑞, 𝐾 𝜓 𝜕𝑆 𝜕𝑞 ) (Equação 8) Schrödinger reescreveu a (Equação 8) colocando Ψ em função quadrática de suas derivadas em relação às coordenadas gerais, assumindo a forma da (Equação 9). ( 𝜕2𝜓 𝜕𝑥2) + ( 𝜕2𝜓 𝜕𝑦2) + ( 𝜕2𝜓 𝜕𝑧2) − 2𝑚 𝐾2 (𝐸 + 𝑒2 𝑟 ) 𝜓2 = 0 (Equação 9) Em que m e e correspondem, respectivamente, a massa e a carga do elétron, r é a distância do elétron ao núcleo. O laplaciano da função de onda Ψ corresponde aos três primeiros termos da (Equação 9). Na teoria de Schrödinger as ondas formam um sistema de oscilações tridimensional em torno do núcleo atômico. A função Ψ é real nesse caso e Schrödinger não apresentou um significado físico a ela segundo Martins (2021). Uma das condições da equação de onda é que essa deveria ter solução unívoca o que reflete na quantização de energia sob a condição de ondas estacionárias. Já que sua ideia traz as ondas como um sistema de oscilações tridimensional, embora não se mencione a natureza delas, o que se tem é um tratamento de ondas estacionárias semelhantes em uma cavidade tridimensional (Martins, 2021). A partir disso, a equação obtida por Schrödinger assume a forma da (Equação 10) sendo aplicada para o átomo de hidrogênio. ∇2𝜓 + 2𝑚 𝐾2 (𝐸 + 𝑒2 𝑟 ) 𝜓 = 0 (Equação 10) Em relação a quantização de órbitas, Schrödinger conseguiu propor uma interpretação das ideias de Bohr através da frequência (υ) da radiação emitida pelo átomo – (Equação 11). 𝜐 = (𝐸1−𝐸2) ℎ (Equação 11) Para Schrödinger cada estado estacionário teria uma frequência própria e a passagem de um nível de energia para outro seria similar ao processo de coexistência de duas ondas de frequências diferentes produzindo um batimento de frequência equivalente à diferença da frequência entre as ondas (Martins, 2021). 42 Conforme Martins (2021), Schrödinger usou a sua teoria no estudo do oscilador harmônico de um sistema rígido em rotação com eixo fixo,