UNIVERSIDADE DE LISBOA FACULDADE DE CIÊNCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ELECTRONEGATIVIDADE: UMA CHAVE PARA A RESOLUÇÃO DAS DIFICULDADES DE APRENDIZAGEM EM QUÍMICA Rute Isabel Carvalho Amadeu MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO 2008
UNIVERSIDADE DE LISBOA FACULDADE DE CIÊNCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ELECTRONEGATIVIDADE: UMA CHAVE PARA A RESOLUÇÃO DAS DIFICULDADES DE APRENDIZAGEM EM QUÍMICA Orientador: Professor Doutor João Paulo Leal Rute Isabel Carvalho Amadeu MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO 2008
AGRADECIMENTOS Agradeço ao Prof. Doutor João Paulo Leal, orientador desta tese, por todo o apoio, pela sua disponibilidade incontestável, compreensão e estímulo prestados desde o primeiro momento. Também por todas as importantes sugestões, correcções e comentários que melhoraram sempre este trabalho. Aos meus amigos que estiveram sempre presentes e, me incentivaram, mesmo nos momentos mais difíceis. Aos meus colegas de mestrado e a todas as pessoas que directa ou indirectamente participaram na concretização deste projecto. Aos meus pais, pelo seu apoio incondicional. Sem eles, e sem o apoio que sempre me transmitiram, a realização deste trabalho nunca teria sido possível. A todos, muito obrigada. III
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ÍNDICE GERAL Agradecimentos... III Índice Geral... IV Índice de Figuras... VIX Índice de Tabelas... XI Índice de Gráficos... XI II Lista de Abreviaturas... XV Resumo... XVII Abstract... XIX 1.Introdução... 1 2. Electronegatividade... 5 2.1.As Origens do Conceito de Electronegatividade... 5 2.2. Evolução Histórica da Electronegatividade... 9 2.3. Escalas de Electronegatividade: Qual a Reconhecida pelos Físicos ou Químicos?... 27 2.4. Biografias... 29 2.4.1.Biografia de Linus Carl Pauling... 29 2.4.2.Biografia de Robert Sanderson Mulliken... 31 2.4.3.Biografia de Walter Gordy... 32 2.4.4. Biografia de Arthur Donald Walsh... 32 2.4.5.Biografia de Robert Thomas Sanderson... 33 2.4.6.Biografia de Albert Lewis Allred... 33 2.4.7.Biografia de Eugene George Rochow... 34 2.4.8. Biografia de Huw Owen Pritchard... 34 2.4.9.Biografia de Hans H. Jaffé... 34 V
2.4.10.Biografia de J. Hans D. Jensen... 35 2.4.11. Biografia de Henry Alistair Skinner... 35 2.4.12. Biografia de Jürgen Hinze... 36 2.4.13. Biografia de James E. Huheey... 37 2.4.14. Biografia de Leland C. Allen... 38 2.5. Anexo... 39 3.Currículo de Físico-Química no 3º Ciclo do Ensino Básico... 43 3.1.Introdução... 43 3.2. Desenvolvimento do Currículo de Físico-Química do 3º Ciclo do Ensino Básico... 44 4.Currículo de Física e Química no Ensino Secundário... 49 4.1.Introdução... 49 4.2. Programa de Física e Química A... 49 4.2.1. Objectivos e Competências da Disciplina de Física e Química A... 49 4.2.2.Programa de Física e Química A do 10º Ano de Escolaridade... 53 4.2.2.1. Desenvolvimento do Programa de Física e Química A do 10º Ano de Escolaridade... 53 4.2.3.Programa de Física e Química A do 11º Ano de Escolaridade... 61 4.2.3.1. Desenvolvimento do Programa de Física e Química A do 11º Ano de Escolaridade... 62 4.3. Programa de Física e Química B... 69 4.3.1. Objectivos e Competências da Disciplina de Física e Química B... 69 4.3.2.Programa de Física e Química B do 10º Ano de Escolaridade... 72 4.3.2.1. Desenvolvimento do Programa de Física e Química B do 10º Ano de Escolaridade... 73 VI
4.3.3.Programa de Física e Química B do 11º Ano de Escolaridade... 85 4.4. Programa de Química do 12º Ano de Escolaridade... 93 4.4.1. Visão Geral do Programa... 93 5. O Insucesso no Ensino das Ciências: Causas e Estratégias a Adoptar... 105 5.1.Introdução... 105 5.1.1. Estrutura do Trabalho... 106 5.2. Caracterização da Aprendizagem e Suas Teorias... 106 5.2.1. Caracterização da Aprendizagem... 106 5.2.2. Teorias da Aprendizagem... 107 5.2.2.1. Teoria Behaviorista... 107 5.2.2.2. Teoria Cognitivista... 108 5.2.2.3. Teoria Humanista... 109 5.3. Dificuldades de Aprendizagem... 109 5.4. Concepções Alternativas em Ciência... 110 5.5. As Analogias e as Metáforas no Ensino das Ciências... 111 5.6. Estratégias Para Minorar as Dificuldades dos Alunos... 115 5.6.1. Utilização de Mapas de Conceitos... 115 5.6.2. O Trabalho Laboratorial... 116 5.6.3. V de Gowin... 117 5.6.4. As Tecnologias de Informação e Comunicação no Ensino das Ciências... 120 5.6.4.1. Potencialidades e Limitações das TIC... 121 5.6.4.2. A Internet no Contexto Sala de Aula... 123 5.7. Análise dos Manuais Escolares... 125 5.8. Estratégias Que Podem Auxiliar o Processo de Ensino e Aprendizagem do Conceito de Electronegatividade... 129 VII
6. Conclusões Finais... 143 7. Referências Bibliográficas... 145 VIII
ÍNDICE DE FIGURAS Figura 1 - Tabela de Electronegatividade de Berzelius... 7 Figura 2 - Esquema organizador dos quatro temas do 3ºCiclo do Ensino Básico......43 Figura 3 - Esquema organizador do tema Terra no Espaço... 45 Figura 4 - Esquema organizador do tema Terra em Transformação... 46 Figura 5 - Esquema organizador do tema Sustentabilidade na Terra... 47 Figura 6 - Esquema organizador do tema Viver Melhor na Terra... 48 Figura 7 - Esquema organizador do Módulo Inicial Materiais: Diversidade e Constituição... 60 Figura 8 - Esquema organizador da Unidade 1 Química e Indústria: Equilíbrios e Desequilíbrios... 64 Figura 9 - Esquema organizador da Unidade 2 Da Atmosfera ao Oceano: Soluções da Terra e Para a Terra... 68 Figura 10 - Esquema organizador da Unidade 1 Materiais e Aplicações. Tintas e Vernizes: Proteger e Embelezar... 81 Figura 11 - Esquema organizador da Unidade 1 Materiais e Aplicações: Metais e Ligas Metálicas... 89 Figura 12 - Esquema organizador da Unidade 1 Materiais e Aplicações: Os Plásticos... 91 Figura 13 - Manual de Ciências Físico-Químicas do 3ºCiclo do Ensino Básico Sustentabilidade na Terra, Edições ASA... 125 Figura 14 - Manual de Ciências Físico-Químicas do 3ºCiclo do Ensino Básico Sustentabilidade na Terra, Edições ASA... 126 Figura 15 - Manual de Química do 10º ano de escolaridade 10 Q, Texto Editores... 126 Figura 16 - Jogo de Partículas, Texto Editores... 127 Figura 17 - Jogo de Partículas, Caderno de Exercícios e Problemas, Texto Editores... 127 Figura 18 - Terra Mãe CFQ Viver Melhor na Terra, Texto Editores... 128 Figura 19 - Imagem da molécula de Ácido Clorídrico... 131 IX
Figura 20 - Distribuição de densidade electrónica na molécula de Ácido Clorídrico... 133 Figura 21 - Representação da molécula de Metano... 134 Figura 22 - Representação da molécula de Metano (visualização dos vários momentos dipolares)... 136 Figura 23 - Representação da molécula de Clorometano (comummente designada por cloreto de metilo)... 137 Figura 24 - Representação da molécula de Clorometano (visualização dos vários momentos dipolares)... 124 Figura 25 - Imagem da molécula de Propano... 139 Figura 26 - Imagem da molécula de Amoníaco... 140 Figura 27 - Momento dipolar da molécula de Amoníaco... 141 X
ÍNDICE DE TABELAS Tabela 1 - Visualização moderna da escala de Avogadro... 6 Tabela 2 - Primeira Escala de Electronegatividade de Pauling.....10 Tabela 3 - Escala de Electronegatividade de Pauling... 12 Tabela 4 - Escala de Electronegatividade segundo Mulliken.....14 Tabela 5 - Escala de Electronegatividade segundo Sanderson... 17 Tabela 6 - Escala de Electronegatividade segundo Allred-Rochow.... 20 Tabela 7 - Comparação Entre os Valores de Electronegatividade de Pauling, Mulliken, Sanderson e Allred-Rochow... 22 Tabela 8 - Programa de Física e Química A do 10º Ano de Escolaridade... 53 Tabela 9 - Programa de Física e Química B do 10º Ano de Escolaridade... 73 XI
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ÍNDICE DE GRÁFICOS Gráfico 1 - Comparação entre os valores de electronegatividade de Pauling e de Mulliken... 15 Gráfico 2 - Variação dos valores de electronegatividade dos elementos ao longo da Tabela Periódica, segundo as escalas de Pauling e de Mulliken..15 Gráfico 3 - Comparação entre os valores de electronegatividade de Pauling e de Sanderson... 18 Gráfico 4 - Variação dos valores de electronegatividade dos elementos ao longo da Tabela Periódica, segundo as escalas de Pauling e de Sanderson..18 Gráfico 5 - Comparação entre os valores de electronegatividade de Pauling e Allred-Rochow... 21 Gráfico 6 - Variação dos valores de electronegatividade dos elementos ao longo da Tabela Periódica, segundo as escalas de Pauling e de Allred-Rochow.... 21 XIII
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LISTA DE ABREVIATURAS CA s Concepções Alternativas CTS Ciência-Tecnologia-Sociedade DA Dificuldades de Aprendizagem TIC - Tecnologias de Informação e Comunicação XV
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RESUMO O presente trabalho tem como principais objectivos verificar como é abordado o conceito de electronegatividade ao longo dos vários anos de escolaridade; diagnosticar algumas das causas que conduzem a um fraco aproveitamento dos alunos, na área da Química, e na aquisição de alguns conceitos, em particular do conceito de electronegatividade e aferir como o conceito de electronegatividade pode ser introduzido de forma a minorar algumas das dificuldades sentidas pelos alunos. Palavras-Chave: ELETRONEGATIVIDADE, ENSINO BÁSICO E SECUNDÁRIO, DIFICULDADES DE APRENDIZAGEM, SUCESSO ESCOLAR. XVII
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ABSTRACT This work has as main objectives check how the concept of electronegativity is addressed over several years of schooling; diagnose some of the causes leading to a poor success of students in the area of chemistry, and the acquisition of some concepts, in particular the concept of electronegativity and test how the concept of electronegativity can be introduced in order to diminish some of the difficulties experienced by students. Key Words: ELETRONEGATIVITY, SCHOOL EDUCATION, DIFFICULTIES OF LEARNING, SCHOOL SUCESS. XIX
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Introdução 2008 1. INTRODUÇÃO Há sensivelmente pouco tempo, o estudo da Química como disciplina curricular, iniciava-se no 3º Ciclo do Ensino Básico, mais propriamente no 8º ano de escolaridade. Actualmente, com as novas orientações curriculares que entraram em vigor no ano lectivo 2002/2003, o ensino da Química inicia-se no 7º ano de escolaridade. O ensino da Química é do âmbito da disciplina de Físico-Química até ao 11ºano de escolaridade. Nos 7º, 8º e 9º anos de escolaridade, compreendidos na escolaridade obrigatória, esta disciplina curricular é leccionada a todos os alunos (M.E./DEB, 2001). Nos 10º e 11º anos de escolaridade, esta disciplina curricular é leccionada apenas aos alunos dos cursos de vertente científica e tecnológica. A disciplina de Físico-Química engloba, ao longo dos referidos anos lectivos, uma componente do ensino da Física e uma outra do ensino da Química, no entanto, ao nível do 12º ano existe uma disciplina específica de Química e uma de Física. Sendo esta disciplina uma das maiores detentoras de um fraco aproveitamento escolar e grandemente responsável pelo insucesso escolar dos alunos, é da maior importância diagnosticar rapidamente quais as causas deste mesmo insucesso de forma a tentar minorar as consequências. No presente estudo pretendeu-se mostrar que o ensino do conceito de electronegatividade poderá ser bastante facilitado com o recurso às novas tecnologias de informação e comunicação atendendo a que os alunos tendem a considerar este conceito como sendo demasiado abstracto e que dificilmente o compreendem. O trabalho desenvolveu-se em três partes distintas. Primeiramente, é feita uma revisão da literatura sobre a evolução histórica do conceito de electronegatividade, seguido de um enquadramento dos currículos do ensino 1
Introdução 2008 básico e secundário. Posteriormente é feita uma breve abordagem sobre as dificuldades de aprendizagem dos alunos, das concepções alternativas que estes muitas vezes desenvolvem e de algumas estratégias possíveis para combater o insucesso escolar. Segue-se um estudo dos manuais escolares das várias editoras nacionais para verificar qual a teoria da electronegatividade adoptada pelos autores dos manuais escolares. Este trabalho termina com algumas estratégias que os professores poderão adoptar nas suas aulas para facilitarem a compreensão de vários conceitos, em particular, do conceito de electronegatividade. 2
A Electronegatividade 2008 2. A ELECTRONEGATIVIDADE Um dos conceitos mais conhecidos e que mais contribuiu para o desenvolvimento da química moderna foi o conceito de electronegatividade, sendo um dos nomes mais associado às suas origens, o de Linus Pauling. No entanto, uma leitura mais minuciosa do artigo original de Linus Pauling datado do ano de 1932 revela que, embora Pauling proponha um método termodinâmico para determinar os valores de electronegatividade relativa de alguns elementos e os aplique a dez elementos não-metálicos, em nenhum ponto do artigo define convenientemente este conceito. De facto, quando Pauling se refere ao conceito de electronegatividade fá-lo como se este fosse evidente para os leitores, o que em parte poderia ser compreensível atendendo a que a electronegatividade já fazia parte da química há aproximadamente 125 anos. 2.1. AS ORIGENS DO CONCEITO DE ELECTRONEGATIVIDADE A primeira pessoa a explicar o paralelismo entre a neutralização dos ácidos e das bases e a atracção eléctrica entre cargas opostas, foi o físico italiano Amedeo Avogadro, num artigo publicado no ano de 1809. (Jensen, 1996) Apoiado nas ideias do químico francês Claude Berthollet, sobre acidez e a afinidade química das substâncias, Avogadro sugeriu que estes conceitos deveriam ser aplicados a todas as interacções químicas e não somente às decorrentes da natureza, independentemente de se tratar de substâncias simples ou compostas. Assim, Avogadro criou uma escala que relacionava a acidez (a que deu o nome de oxofilia ) e a alcalinidade das substâncias com a respectiva carga eléctrica. 5
A Electronegatividade 2008 Tabela 1 Visualização moderna da escala de Avogadro. Aumento da Oxofilia Oxigénio Metais Aumento da Acidez Diminuição da Alcalinidade Aumento da Electronegatividade Actualmente é possível verificar que a escala de acidez de Avogadro, a que este deu o nome de escala de oxofilia, era uma representação grosseira de uma escala de electronegatividade. Em 1811, Berzelius publicou um artigo sobre a afinidade química das substâncias. Inspirado, tal como Avogadro, nos trabalhos de Berthollet e Davy, bem como nos seus trabalhos experimentais em electrólise, Berzelius criou um modelo electroquímico em muitos aspectos semelhante ao de Amedeo Avogadro. Segundo Berzelius, quanto maior fosse a diferença de cargas entre as substâncias maior seria a diferença de electronegatividade entre elas. (Jensen, 1996) 6
A Electronegatividade 2008 Figura 1 Tabela de Electronegatividade de Berzelius de 1836. O elemento mais electronegativo é o oxigénio e o menos electronegativo é o potássio. 7
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A Electronegatividade 2008 2.2.EVOLUÇÃO HISTÓRICA DA ELECTRONEGATIVIDADE O conceito de electronegatividade foi introduzido por J.J. Berzelius, em 1811, que o definiu como sendo a capacidade que um átomo tem para atrair para si os electrões (Allen L. A., 2000). Linus Pauling aprofundou os estudos de Berzelius e, no ano de 1931, propôs a primeira escala de electronegatividade que foi obtida por cálculo matemático não tendo, por isso, qualquer suporte experimental (Pauling, 1939). Pauling começou por estabelecer o valor quatro como sendo o valor de electronegatividade para o átomo de Flúor. A partir desse valor, calculou os valores para os restantes elementos da Tabela Periódica, através de uma equação matemática que relacionava a média aritmética da energia de ligação dos átomos envolvidos na ligação química com os respectivos valores de electronegatividade. A equação matemática que deriva desta teoria pode ser apresentada da seguinte forma: =0,208 Ε 1 2 Ε +Ε (1) Onde: χ A -χ B - Diferença de electronegatividade entre χ A e χ B. E A-B - Energia de ligação da espécie A-B. E A-A - Energia de ligação da espécie homonuclear A-A. E B-B - Energia de ligação da espécie homonuclear B-B. 9
A Electronegatividade 2008 Os valores relativos às electronegatividades dos vários elementos, calculados através da média aritmética dos valores das energias de ligação dos átomos, encontram-se registados na tabela 2. Tabela 2 Primeira Escala de Electronegatividade de Pauling Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Período 1 H 2,1 He 2 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Ne 3 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 Ar 4 K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,3 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,6 Mn 1,5 Fe 1,8 Co 1,9 Ni 1,8 Cu 1,9 Zn 1,6 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 3,0 Kr 5 Rb 0,8 Sr 1,0 Y 1,2 Zr 1,4 Nb 1,6 Mo 1,8 Tc 1,9 Ru 2,2 Rh 2,2 Pd 2,2 Ag 1,9 Cd 1,7 In 1,7 Sn 1,8 Sb 1,9 Te 2,1 I 2,5 Xe 6 Cs 0,7 Ba 0,9 * Hf 1,3 Ta 1,5 W 1,7 Re 1,9 Os 2,2 Ir 2,2 Pt 2,2 Au 2,4 Hg 1,9 Tl 1,8 Pb 1,9 Bi 1,9 Po 2,0 At 2,2 Rn 7 Fr 0,7 Ra 0,9 ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 1,1 Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lo Lr 1,1 1,3 1,5 1,7 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 10
A Electronegatividade 2008 Apesar de a escala original de electronegatividade proposta por Pauling se basear na média aritmética dos valores das energias de ligação dos átomos, Pauling verificou que era mais rigoroso utilizar uma média geométrica dos valores dessas mesmass energias ao invés de uma média aritmética, o que o obrigou a fazer alguns ajustes na sua primeira escala de electronegatividade. A equação matemática que permite calcular os valores de electronegatividade dos elementos, a partirr da média geométrica dos valores das energias de ligação dos átomos, é a seguinte: = =0,208 Ε E Ε / (2) Onde: χ A -χ B - Diferença de electronegatividade absoluta entre E A-B - Energia de ligação da espécie A-B. E A-A - Energia de ligação da espécie homonuclear A-A. E B-B - Energia de ligação da espécie homonuclear B-B. e. 11
A Electronegatividade 2008 Os valores de electronegatividade dos vários elementos, calculados através da média geométrica dos valores das energias de ligação dos átomos, encontramse registados na tabela 3. Tabela 3 Escala de Electronegatividade de Pauling Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Período 1 H 2,20 He 2 Li 0,98 Be 1,57 B 2,04 C 2,55 N 3,04 O 3,44 F 3,98 Ne 3 Na 0,93 Mg 1,31 Al 1,61 Si 1,90 P 2,19 S 2,58 Cl 3,16 Ar 4 K 0,82 Ca 1,00 Sc 1,36 Ti 1,54 V 1,63 Cr 1,66 Mn 1,55 Fe 1,83 Co 1,88 Ni 1,91 Cu 1,90 Zn 1,65 Ga 1,81 Ge 2,01 As 2,18 Se 2,55 Br 2,96 Kr 2,90 5 Rb 0,82 Sr 0,95 Y 1,22 Zr 1,33 Nb 1,60 Mo 2,16 Tc 1,90 Ru 2,20 Rh 2,28 Pd 2,20 Ag 1,93 Cd 1,69 In 1,78 Sn 1,96 Sb 2,05 Te 2,10 I 2,66 Xe 6 Cs 0,79 Ba 0,89 * Hf 1,30 Ta 1,50 W 2,36 Re 1,90 Os 2,20 Ir 2,20 Pt 2,28 Au 2,54 Hg 2,00 Tl 2,04 Pb 2,33 Bi 2,02 Po 2,00 At 2,20 Rn 7 Fr 0,70 Ra 0,90 ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 1,10 1,12 1,13 1,14 1,13 1,17 1,20 1,20 1,20 1,22 1,23 1,24 1,25 1,10 1,27 Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lo Lr 1,10 1,30 1,50 1,38 1,36 1,28 1,30 1,30 1,30 1,30 1,30 1,30 1,30 1,30 12
A Electronegatividade 2008 Os valores de electronegatividade tornaram-se extremamente úteis na previsão do carácter químico das ligações, podendo ser usados para prever o grau iónico, metálico ou covalente de uma ligação química, de acordo com a equação seguinte: % á ó =1 Onde: χ A - Electronegatividade do átomo A. χ B - Electronegatividade do átomo B. (3) Numa tentativa de aperfeiçoar o conceito de electronegatividade introduzido por Linus Pauling no ano de 1932, vários cientistas realizaram inúmeros estudos, sendo alguns deles concordantes com o de Pauling. Outros, por seu lado, divergiam bastante quer na teoria aplicada quer nos valores de electronegatividade obtidos. Em 1934, Robert S. Mulliken sugeriu que a electronegatividade dos elementos deveria ser calculada através da média aritmética do valor da primeira energia de ionização e da afinidade electrónica (Mulliken, 1934). Esta teoria baseava-se na seguinte expressão matemática: (4) Onde: χ M - Potencial de electronegatividade. E - Afinidade electrónica. Ey - Energia de ionização. 13
A Electronegatividade 2008 Esta teoria divergia em alguns aspectos da teoria proposta por Linus Pauling, uma vez que foram introduzidos os conceitos de energia de ionização e de afinidade electrónica. Mulliken considerava o Néon como o elemento mais electronegativo da Tabela Periódica, ao passo que Linus Pauling, não considerava os gases raros, e apontava o Flúor como o elemento com maior potencial electronegativo. Com base na expressão (4), Mulliken calculou os valores de electronegatividade para vários elementos que se encontram registados na tabela 4. Tabela 4 Escala de Electronegatividade segundo Mulliken Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Período 1 H 3,06 He 2 Li 1,28 Be 1,99 B 1,83 C 2,67 N 3,08 O 3,21 F 4,42 Ne 4,60 3 Na 1,21 Mg 1,63 Al 1,37 Si 2,03 P 2,39 S 2,65 Cl 3,54 Ar 3,36 4 K 1,03 Ca 1,30 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga 1,34 Ge 1,95 As 3,26 Se 2,51 Br 3,24 Kr 2,98 5 Rb 0,99 Sr 1,21 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In 1,30 Sn 1,83 Sb 2,06 Te 2,34 I 2,88 Xe 2,59 6 Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lo Lr 14
A Electronegatividade 2008 Apesar de os valores serem diferentes, existe alguma relação entre eles. Através do gráfico 1 é possível visualizar a correlação existente entre os valores de electronegatividade de Pauling e de Mulliken. Gráfico 1 Comparação entre os valores de electronegatividade de Pauling e de Mulliken Um outro modo de vizualizar esta semelhança é através do gráfico 2 onde é possível verificar que existe uma variação similar da electronegatividade dos valores de Pauling e de Mulliken ao longo do grupo e ao longo do período. Gráfico 2 Variação dos valores de electronegatividade dos elementos ao longo da Tabela Periódica, segundo as escalas de Pauling e de Mulliken 15
A Electronegatividade 2008 Em 1946, Gordy introduziu uma nova escala de electronegatividade que se baseava na força de atracção electrostática entre o núcleo de um átomo e os electrões de valência: A força de atracção seria dada por: = 5 Onde: r distância entre o electrão e o núcleo. e carga do electrão. Zeff carga nuclear efectiva. Nesta época, inúmeros investigadores desenvolveram trabalhos na área da electronegatividade, dos quais se podem destacar Walsh que concluiu que a electronegatividade do átomo de carbono dependia do seu estado de hibridação (Walsh, 1947); e Sanderson que sugeriu que a electronegatividade de um elemento dependia do estado de oxidação do átomo e consequentemente da sua estabilidade radial (Huheey, 1965). A relação matemática em que Sanderson se baseou para calcular os diversos valores de electronegatividade foi a seguinte (Sanderson R., 1955): =0,21 +0,77 6 Onde: X Valor de electronegatividade na escala de Pauling. SR estabilidade radial. 16
A Electronegatividade 2008 Os valores de electronegatividade dos vários elementos, calculados a partir da expressão matemática 6, encontram-se registados na tabela 5. Tabela 5 Escala de Electronegatividade segundo Sanderson Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Período 1 H 2,31 He 2 Li 0,86 Be 1,61 B 1,88 C 2,47 N 2,93 O 3,46 F 3,92 Ne 3 Na 0,85 Mg 1,42 Al 1,54 Si 1,74 P 2,16 S 2,66 Cl 3,28 Ar 3,92 4 K 0,74 Ca 1,06 Sc 1,09 Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 1,86 Ga 2,10 Ge 2,31 As 2,53 Se 2,76 Br 2,96 Kr 3,17 5 Rb 0,70 Sr 0,96 Y 0,98 Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 1,73 In 1,88 Sn 2,02 Sb 2,19 Te 2,34 I 2,50 Xe 2,63 6 Cs 0,69 Ba 0,93 * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg 1,92 Tl 1,96 Pb 2,01 Bi 2,06 Po At Rn 7 Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La 0,92 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lo Lr 17
A Electronegatividade 2008 Através do gráfico 3 é possível visualizar a correlação existente entre os valores de electronegatividade de Pauling e de Sanderson, que é muito boa. Gráfico 3 Comparação entre os valores de electronegatividade de Pauling e de Sanderson Tal como para o caso da electronegatividade de Mulliken, através da análise do gráfico 4 é possível verificar que existe uma variação similar da electronegatividade dos valores de Pauling e de Sanderson ao longo do grupo e ao longo do período. Gráfico 4 - Variação dos valores de electronegatividade dos elementos ao longo da Tabela Periódica, segundo as escalas de Pauling e de Sanderson. 18
A Electronegatividade 2008 Em 1958, A. L. Allred e E. G. Rochow, definiram electronegatividade em função da carga nuclear efectiva e do raio covalente dos átomos, tal como Gordy tinha sugerido anteriormente, no entanto, fizeram algumas alterações à expressão matemática utilizada por Gordy (Rochow, 1958). Neste caso a força de atracção electrostática seria dada por: = 6 Onde: r distância entre o electrão e o núcleo. e carga do electrão. Zeff carga nuclear efectiva. A relação Zeff 2 r representa uma electronegatividade absoluta, porque não foi necessário fixar um valor para a electronegatividade de um elemento como referência; diferindo assim dos valores de Pauling que eram valores relativos. No entanto, as duas escalas podem ser relacionadas por aproximação linear da seguinte expressão: = =0,359 +0,744 7 Onde: χ- Electronegatividade r Distância entre o electrão e o núcleo Carga nuclear efectiva Alllred e Rochow referiram ainda que atendendo a que a capacidade de um átomo, numa molécula, de atrair electrões depende da combinação das orbitais 19
A Electronegatividade 2008 utilizadas na ligação e, como a maioria dos elementos possui mais que um tipo de hibridação, torna-se mais rigoroso falar em termos de electronegatividade orbital do que em electronegatividade de um elemento. Os valores de electronegatividade calculados a partir da equação anterior estabelecem uma boa correlação com os valores de Pauling e encontram-se registados na tabela 6. Tabela 6 Escala de Electronegatividade segundo Allred-Rochow Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Período 1 H 2,20 He 2 Li 0,97 Be 1,47 B 2,01 C 2,50 N 3,07 O 3,50 F 4,10 Ne 3 Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 Si 1,74 P 2,06 S 2,44 Cl 2,83 Ar 4 K 0,91 Ca 1,04 Sc 1,20 Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 1,66 Ga 1,82 Ge 2,02 As 2,20 Se 2,48 Br 2,74 Kr 5 Rb 0,89 Sr 0,99 Y 1,11 Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 1,46 In 1,49 Sn 1,72 Sb 1,82 Te 2,01 I 2,21 Xe 6 Cs 0,86 Ba 0,97 * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg 1,44 Tl 1,44 Pb 1,55 Bi 1,67 Po At Rn 7 Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo La 1,08 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md Lo Lr 20
A Electronegatividade 2008 Através do gráfico 5 é possível visualizar a correlação existente entre os valores de electronegatividade de Pauling e de Allred-Rochow. Gráfico 5 Comparação entre os valores de electronegatividade de Pauling e Allred-Rochow Tal como nos casos anteriores, através da análise do gráfico 6 é possível verificar que existe uma variação similar da electronegatividade dos valores de Pauling e de Allred-Rochow ao longo do grupo e ao longo do período. Gráfico 6 - Variação dos valores de electronegatividade dos elementos ao longo da Tabela Periódica, segundo as escalas de Pauling e de Allred-Rochow. 21
A Electronegatividade 2008 Na tabela 7 estão registados os valores de electronegatividade dos vários elementos segundo Pauling (a preto), Mulliken (a laranja), Sanderson (a verde) e Allred-Rochow (a vermelho): Tabela 7 Comparação Entre os Valores de Electronegatividade de Pauling, Mulliken, Sanderson e Allred-Rochow. Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Período 1 2 3 4 5 6 7 H 2,1 3,06 2,31 2,20 Li 1,0 1,28 0,86 0,97 Na 0,9 1,21 0,85 1,01 K 0,8 1,03 0,74 0,91 Rb 0,8 0,99 0,70 0,89 Cs 0,7 0,69 0,86 Fr 0,7 Be 1,5 1,99 1,61 1,47 Mg 1,2 1,63 1,42 1,23 Ca 1,0 1,30 1,06 1,04 Sr 1,0 1,21 0,96 0,99 Ba 0,9 0,93 0,97 Ra 0,9 Sc 1,3 1,09 1,20 Y 1,2 0,98 1,11 * Ti 1,5 Zr 1,4 Hf 1,3 V 1,6 Nb 1,6 Ta 1,5 Cr 1,6 Mo 1,8 W 1,7 Mn 1,5 Tc 1,9 Re 1,9 Fe 1,8 Ru 2,2 Os 2,2 Co 1,9 Rh 2,2 Ir 2,2 Ni 1,8 Pd 2,2 Pt 2,2 Cu 1,9 Ag 1,9 Au 2,4 Zn 1,6 1,86 1,66 Cd 1,7 1,73 1,46 Hg 1,9 1,92 1,44 B 2,0 1,83 1,88 2,01 Al 1,5 1,37 1,54 1,47 Ga 1,6 1,34 2,10 1,82 In 1,7 1,30 1,88 1,49 Tl 1,8 1,96 1,44 C 2,5 2,67 2,47 2,50 Si 1,8 2,03 1,74 1,74 Ge 1,8 1,95 2,31 2,02 Sn 1,8 1,83 2,02 1,72 Pb 1,9 2,01 1,55 N 3,0 3,08 2,93 3,07 P 2,1 2,39 2,16 2,06 As 2,0 3,26 2,53 2,20 Sb 1,9 2,06 2,19 1,82 Bi 1,9 2,06 1,67 O 3,5 3,21 3,46 3,50 S 2,5 2,65 2,66 2,44 Se 2,4 2,51 2,76 2,48 Te 2,1 2,34 2,34 2,01 F 4,0 4,42 3,92 4,10 Cl 3,0 3,54 3,28 2,83 Br 3,0 3,24 2,96 2,74 I 2,5 2,88 2,50 2,21 ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Po 2,0 At 2,2 He Ne 4,60 Ar 3,36 3,92 Kr 2,98 3,17 Xe 2,59 2,63 Rn La 1,1 Ce 1,1 Pr 1,1 Nd 1,1 Pm 1,1 Sm 1,1 Eu 1,1 Gd 1,1 Tb 1,1 Dy 1,1 Ho 1,1 Er 1,1 Tm 1,1 Yb 1,1 Lu 1,1 0,92 1,08 Ac 1,1 Th 1,3 Pa 1,5 U 1,7 Np 1,3 Pu 1,3 Am 1,3 Cm 1,3 Bk 1,3 Cf 1,3 Es 1,3 Fm 1,3 Md 1,3 Lo 1,3 Lr 22
A Electronegatividade 2008 Através da análise desta tabela, bem como dos gráficos 1-6 é possível verificar que a escala de electronegatividade que mais se aproxima da escala proposta por Pauling é a escala de Sanderson e a que apresenta valores mais díspares é a escala de Mulliken. É importante referir, que na tabela 7 apenas se destacam os valores de Pauling, Mulliken, Sanderson e Allred-Rochow porque estes são considerados os pioneiros no estudo deste conceito. Após o estudo de Allred-Rochow, Gordy definiu electronegatividade para um átomo neutro, numa molécula estável, como sendo o potencial em função da distância do raio covalente e do núcleo. Assim, segundo Gordy, o potencial da ligação covalente é considerado como sendo uma medida absoluta de electronegatividade e é dado por (Rochow, 1958): = 0,5 +1 8 Onde: r distância entre o electrão e o núcleo. e carga do electrão. n número de electrões de valência De forma a estabelecer uma comparação entre os valores previstos através deste método e os valores obtidos por Pauling, procedeu-se a uma alteração dos valores das constantes de equação anterior para: Onde: =0,31 +1 r distância entre o electrão e o núcleo. n número de electrões de valência. +0,50 9 23
A Electronegatividade 2008 Pritchard e Skinner reviram a relação estabelecida por Gordy e utilizaram o método de Plater paraa determinar os valores da carga nuclear efectiva. Contudo, tornou-se necessário introduzir diferentes constantes na equação (9), consoante o período da tabela periódica em que se encontram os elementos. Em 1962, foi proposta uma nova definição de electronegatividade por Jürgen Hinze, M. A. Whitehead e H. H. Jaffé, que se basearam nos trabalhos de Iczkowski e Margrave (Huheey, 1965). Segundo Jaffé e os seus colaboradores, a electronegatividadee de um átomo dependia da natureza da orbital envolvida na ligação química bem como da ocupação da orbital. Esta definição assemelha-se bastante à proposta por Mulliken e pode ser traduzida através da seguinte expressão matemática (Hinze, 1962): = 10 Onde: Energia do átomo no seu estado de valência em função da ocupação da orbital. Por volta de 1965, James E. Huheey dedicou-se ao estudo da electronegatividade de grupos, tendo utilizado um método análogo ao de Jaffé. A definição de electronegatividade aparentemente mais simpless foi a proposta por L.C.Allen, no ano de 1989. Segundo Allen, a electronegatividade estava relacionada com a energia média dos electrões de valência num átomo livre (Allen L., 1989). A expressão matemáticaa que traduz esta hipótese é a seguinte: = + + 11 24
A Electronegatividade 2008 Onde: χ spec - Valor de electronegatividade espectroscópica. m - Número de electrões da orbital p. n - Número de electrões da orbital s. ε s - Energia de ionização da orbital s. ε p - Energia de ionização da orbital p. Como os valores de electronegatividade de Allen podem ser determinados directamente por métodos espectroscópicos, estes valores são muitas vezes designados por valores de electronegatividade espectroscópicos. O método de Allen permite determinar a electronegatividade de inúmeros elementos, inclusivamente daqueles que não poderiam ser determinados por nenhum outro método e dos quais se pode destacar o Frâncio, cujo valor de electronegatividade é de 0,67. Contudo, este método também apresenta algumas limitações uma vez que não permite calcular a electronegatividade dos elementos dos blocos d e f. 25
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A Electronegatividade 2008 2.3. ESCALAS DE ELECTRONEGATIVIDADE: QUAL A RECONHECIDA PELOS QUÍMICOS E FÍSICOS? Desde o início do século XX que inúmeros investigadores ligados ao ramo da Física e da Química se dedicam ao estudo da electronegatividade. Este conceito foi inicialmente introduzido por Linus Pauling, como uma tentativa de explicar a diferente polaridade dos átomos envolvidos nas ligações químicas, no entanto, começou por ser um conceito meramente intuitivo e se qualquer suporte experimental. Após a publicação do primeiro artigo de Pauling, no ano de 1931, seguiram-se inúmeros estudos e foram propostas diversas escalas de electronegatividade, das quais se podem destacar a escala de Mulliken, de Sanderson e de Allred e Rochow. Até ao ano de 1990 as escalas de Pauling e de Allred e Rochow continuavam a ser as preferencialmente adoptadas pelos físicos e químicos. (Allen L., 1990) Na área da educação, e em particular ao nível do ensino básico e secundário, continua a utilizar-se somente a definição de electronegatividade de Linus Pauling, não sendo nunca referido o nome de outros cientistas. Actualmente, a electronegatividade dos átomos continua a ser um tema bastante estudado pela comunidade científica, o que é facilmente comprovado pelo elevado número de citações dos artigos relativos a este tema; pelo que é de prever que muitas outras definições surgirão. 27
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A Electronegatividade 2008 2.4.BIOGRAFIAS Embora para alguns dos químicos referidos neste capítulo tenha sido complicado obter os respectivos dados biográficos, apresentam-se em seguida as biografias resumidas dos mesmos. 2.4.1. Biografia de Linus Carl Pauling Linus Pauling nasceu em Portland, Oregon, Estados Unidos da América, a 28 de Fevereiro de 1901. Em 1922, licenciou-se em Engenharia Química pelo Oregon State College, doutorando-se, posteriormente, no California Institute of Technology no ano de 1925. (Monteiro, 2001) Por volta de 1922, Pauling começou a determinar, experimentalmente, a estrutura de cristais e desenvolveu um trabalho teórico sobre a natureza das ligações químicas, tendo começado por distinguir ligações iónicas de ligações covalentes. Linus Pauling foi um dos primeiros a reconhecer a importância da Mecânica Quântica para a Química e tornou-se um especialista em ligações de Hidrogénio e em ligações metálicas. Muitos dos conceitos actuais como, por exemplo, a electronegatividade, o carácter iónico e covalente das ligações, a ligação de Hidrogénio, a ligação metálica, o tamanho efectivo dos átomos nas moléculas e cristais, foram desenvolvidos em detalhe por Linus Pauling. Em 1927, Pauling reingressou no California Institute of Technology, em Pasadena, onde passou a leccionar Química na qualidade de assistente. Cerca de quatro anos mais tarde, ascendeu a catedrático, tendo exercido esse cargo até 1964. Em 1928, publicou um dos seus primeiros trabalhos associando as ideias sobre a estrutura do átomo com a noção de ressonância entre várias estruturas moleculares equivalentes e alternativas. 29
A Electronegatividade 2008 Por volta de 1931, Pauling publicou alguns trabalhos como resultado das suas investigações sobre a natureza da ligação química, que conduziram à edição do seu famoso livro The Nature of the Chemical Bond, publicado em 1939. Este livro é considerado como um dos mais importantes trabalhos de química publicados. Como resultado dos seus estudos sobre a natureza da ligação química, Pauling desenvolveu o conceito de hibridação das orbitais atómicas, o que permitiu explicar de forma clara a geometria das ligações dos compostos orgânicos, cujo principal componente é o átomo de carbono. Pauling também se destacou na área da biologia molecular, na qual realizou inúmeras pesquisas, e identificou o defeito genético nas moléculas de hemoglobina, que causam a anemia falciforme; sendo também um dos pioneiros no estudo da estrutura do ADN. Em 1954, Linus Pauling ganhou o Prémio Nobel da Química, pela sua contribuição no estudo da natureza das ligações químicas e a sua importância para a determinação da estrutura de substâncias. Entretanto, foi director dos Laboratórios Gates e Crellin (1936-1958) e do Departamento de Pesquisas Físicas e Biológicas do Centro para o Estudo de Instituições Democráticas, em Santa Barbara (1963-1967). Paralelamente a este interesse pelo campo científico, Pauling revelou-se também um verdadeiro homem de causas. Linus Pauling era profundamente sensível ao bem-estar da humanidade e trabalhou energicamente para despertar a consciência da sociedade sobre as suas responsabilidades, numa era nuclear; tendo inclusivamente publicado um livro intitulado No More War onde fazia um apelo urgente à Paz. Foi um defensor convicto do desarmamento nuclear, organizador de diversas campanhas pacifistas e um acérrimo opositor das experiências nucleares. Em reconhecimento a estas actividades humanísticas conquistou, em 1962, o Prémio Nobel da Paz, sendo a única personalidade a ter recebido dois Prémios Nobel não compartilhados. 30
A Electronegatividade 2008 Em 1970, lançou uma enorme campanha em prol da utilização da Vitamina C, com vista a combater a gripe comum. Pouco tempo depois, passou a defender a ideia segundo a qual esta mesma vitamina poderia aliviar, prevenir e até mesmo curar o cancro; tendo generalizado as suas reflexões nesta área com vista a definir a Medicina Ortomolecular que é vista ainda hoje como um método não ortodoxo da Medicina Convencional. Pauling divulgou as suas ideias, análises, pesquisa e visões em vários livros de sucesso, mas controversos, sobre a temática da Vitamina C e da Medicina Ortomolecular. Em 1973, Linus Pauling fundou, juntamente com dois colegas, o Instituto de Medicina Ortomolecular, em Menlo Park. Pauling faleceu aos 93 anos, em 20 de Agosto de 1994, após uma carreira profissional brilhante, complementada por uma intensa actividade de cunho humanitário na sociedade civil. 2.4.2. Biografia de Robert Sanderson Mulliken Robert Sanderson Mulliken nasceu em Newburyport, Massachusetts, a 7 de Junho de 1896. Licenciou-se em 1917 no Instituto de Tecnologia de Massachusetts e adquiriu o grau de doutor em 1921 pela Universidade de Chicago. Foi um dos pioneiros no estudo da Teoria da Orbitais Moleculares, actualmente a teoria mais aceite pela comunidade científica. Esta pesquisa valeu-lhe o Prémio Nobel de Química em 1966. Paralelamente, desenvolveu alguns estudos sobre a electronegatividade, no qual elaborou uma tabela, conhecida como a Escala Mulliken, e na qual classifica o Néon como o elemento mais electronegativo da tabela periódica. Robert Sanderson Mulliken faleceu em 31 de Outubro de 1986, nos Estados Unidos, em consequência de problemas cardíacos. 31
A Electronegatividade 2008 2.4.3. Biografia de Walter Gordy Walter Gordy nasceu a 20 de Abril de 1909, no Mississipi. Ingressou na Universidade do Mississipi em 1930, tendo adquirido o grau de bacharel passados somente dois anos. Adquiriu o grau de Doutor em 1935 pela Universidade da Carolina do Norte. Leccionou durante algum tempo na Universidade do Texas onde se dedicou, simultaneamente, à investigação em espectroscopia de infra-vermelhos, que lhe valeu um prémio da National Research Fellowship, em 1941. Gordy desenvolveu um forte interesse em estrutura e ligação química pelo que resolveu trabalhar no Cal Tech, juntamente com Linus Pauling. Esta parceria foi interrompida com a entrada dos Estados Unidos da América na Segunda Guerra Mundial. Posteriormente, Gordy associou-se a um projecto no M.I.T. Gordy dedicou-se ao ensino e à investigação durante vários anos, tendo-se retirado em 1979. Recebeu inúmeras distinções durante toda a sua existência das quais se destacam três graus académicos obtidos pela Universidade do Mississipi, Universidade de Lille e Universidade de Emory. Foi aceite como membro da Academia Nacional de Ciências no ano de 1964 e recebeu o prémio Jesse W. Beams, em 1974, pela Sociedade Americana de Física. Walter Gordy faleceu a 6 de Outubro de 1985. 2.4.4. Biografia de Arthur Donald Walsh Arthur Donald Walsh nasceu a 8 de Agosto de 1916 em Loughborough, Leicestershire, Inglaterra; e faleceu a 23 de Abril do ano de 1977. 32
A Electronegatividade 2008 2.4.5. Biografia de Robert Thomas Sanderson Robert Thomas Sanderson nasceu em 1913 e faleceu em Setembro de 1990 com 77 anos de idade. Licenciou-se em 1934 na Universidade de Yale e adquiriu o grau de doutor em Química no ano 1939, pela Universidade de Chicago. Tornou-se o responsável da Western Geophysical Company e desenvolveu trabalhos de investigação para a Texaco durante cerca de 9 anos. Posteriormente, pediu transferência para a Universidade da Florida onde se dedicou à investigação e ao ensino; seguidos de 13 anos na Universidade de Iowa e outros 15 anos na Universidade do Estado do Arizona. Durante este período, contribuiu de forma bastante significativa para a Educação em Química, inventando os modelos atómicos e moleculares extremamente úteis no ensino da Química Orgânica e publicando cerca de cinco trabalhos de Química Geral e Química Inorgânica. Ficou conhecido pelo seu trabalho com o princípio da equalização da electronegatividade, e desenvolveu métodos simples para calcular o valor das cargas parciais em átomos ligados. Independentemente de ter deixado de leccionar no ano de 1978, Robert Sanderson continuou a dedicar-se à investigação. Efectuou, aproximadamente, 150 publicações dos quais se destacam cerca de 12 livros de Química. Em 1967 recebeu o Prémio CMA pelo seu brilhante desempenho no Ensino da Química e em 1972 recebeu o Distinguished Teacher Award pela Universidade do Estado do Arizona. 2.4.6. Biografia de Albert Lewis Allred Albert Lewis Allred nasceu a 19 de Setembro de 1931 em Mt Airy, Carolina do Norte, Estados Unidos da América. 33
A Electronegatividade 2008 2.4.7. Biografia de Eugene George Rochow Eugene George Rochow nasceu a 4 de Outubro de 1905 em Newark, New Jersey, Estados Unidos da América; e faleceu a 21 de Março do ano de 2002. 2.4.8. Biografia de Huw Owen Pritchard Huw Owen Pritchard nasceu em Bangor, em 1928. Ingressou na Universidade de Manchester em 1945, e adquiriu o grau de Doutor em 1951, juntamente com Hank Skinner. Em 1951, tornou-se assistente universitário no Departamento de Química, na Universidade de Manchester; e em 1954, professor universitário, tendo leccionado até 1965. Paralelamente ao ensino, Pritchard, dedicou-se à investigação, tendo colaborado intensivamente com A. F. Trotman-Dickenson no estudo das reacções cinéticas; e com Skinner, na teoria da electronegatividade. Pritchard retirou-se no ano de 1997. 2.4.9. Biografia de Hans H. Jaffé Hans H. Jaffé nasceu a 17 de Abril de 1919 em Marburg, Alemanha, e imigrou para os Estados Unidos da América em 1940. Jaffé adquiriu o grau de bacharel em Química em 1941 pela Universidade de Iowa; o de Mestre em Purdue no ano de 1942, tendo obtido posteriormente o grau de doutor através da Universidade da Carolina do Norte. Hans H. Jaffé faleceu no ano de 1989. 34
A Electronegatividade 2008 2.4.10. Biografia de J. Hans D. Jensen J. Hans D. Jensen nasceu em Hamburg a 25 de Junho de 1907. Ingressou nos estudos em 1926 e licenciou-se em 1932. Jensen tornou-se assistente científico no Instituto de Física Teórica, na Universidade de Hamburg; ascendeu a professor em 1937, e começou a leccionar a cadeira de Física Teórica, em 1941, no Technische Hochschule, Alemanha. No ano de 1955, iniciou-se como co-editor da Zeitschrift für Physik, em parceria com O. Haxel. Jensen doutorou-se em 1964 na Universidade Técnica da Alemanha. Em 1969, foi eleito cidadão honorário de Fort Lauderdale, Flórida. J. Hans D. Jensen faleceu a 11 de Fevereiro de 1973. 2.4.11. Biografia de Henry Alistair Skinner Henry Alistair Skinner nasceu a 30 de Janeiro de 1916 e ficou conhecido pelos seus amigos, estudantes, colegas e familiares por Hank Skinner. Hank Skinner ingressou no Lincoln College, em Oxford, no ano de 1934 e concluiu o bacharelato com distinção, no ano de 1938. Após uma breve passagem pela indústria, Hank foi nomeado para Assistant Lecturer no departamento de Química da Universidade de Manchester, em 1944. Hank desenvolveu toda a sua carreira académica na Universidade de Manchester à excepção de dois anos, em que beneficiou de licença sabática na Universidade do Colorado; tendo-se tornado Lecturer em 1947, Senior Lecturer em 1954, Reader em 1963 e Professor em 1979. Ao longo da sua carreira, Hank Skinner publicou aproximadamente duzentos artigos e inúmeros livros, tendo recebido prodigiosos prémios, dos quais se 35
A Electronegatividade 2008 destacam: Honorary Doctorates da Universidade de Lisboa e Porto, Portugal; Gold Medal pela Universidade de Santiago de Compostela, Espanha; The Royal Society of Chemistry Medal for Thermodynamics, The Huffman Memorial Award pela Conferência de Calorimetria, em 1977. Hank Skinner terminou a sua carreira académica em 1982. Faleceu a 14 de Maio de 1996. 2.4.12. Biografia de Jürgen Hinze Jüergen Hinze nasceu em 28 de Junho de 1937 em Berlim e, estudou química na Universidade Técnica de Stuttgart. Em 1959, numa estadia na Universidade de Cincinnati (Ohio, USA), sob orientação de Hans H. Jaffé, Hinze estudou o conceito de electronegatividade fulcral para o trabalho nas indústrias químicas (este conceito aparece referenciado em todos os livros de texto como electronegatividade de Mulliken- Jaffé). Destes estudos resultaram uma série de publicações que conduziram à atribuição do doutoramento a Jürgen Hinze, no ano de 1962. O estudo do conceito de electronegatividade inseria-se num florescente ramo da química, química teórica, tal como é conhecida hoje. No início da década de 1960, a Química Teórica, começava a surgir somente em alguns lugares da Alemanha. Por outro lado, registaram-se em Inglaterra e, especialmente, nos E.U.A, em alguns grupos de investigação, os alicerces para esta nova disciplina da Química. Entre eles, destaca-se o Laboratório de estrutura molecular e Espectroscopia (LMSS) de Robert S. Mulliken em Chicago, mas também o grupo de Kenneth S. Pitzer na Universidade Rice, em Houston. No grupo de Pitzer, Jüergen Hinze trabalhou nos anos 1962-1964 como pósdoutorando antes de ser enviado para o LMSS de Robert S. Mulliken e Clemens CJ Root. Passado um ano, Hinze tornou-se Professor Assistente no Departamento de Química da Universidade de Chicago, e permaneceu até 36
A Electronegatividade 2008 1975, em Chicago. Durante esse período fez muitos trabalhos fundamentais em química quântica e cálculos de multi-funções electrónicas de onda. Em 1975, Jüergen Hinze criou uma cadeira na recém-criada Universidade de Bielefeld, e foi um dos quatro professores fundadores do Departamento de Química. Hinze pertence à Sociedade Americana de Química, à Sociedade Europeia Física e à Sociedade de Químico Alemã; faz parte de um pequeno número de pessoas que no final dos anos 60 e início dos anos 70 contribuíram de forma bastante significativa para a divulgação da química teórica, na Alemanha. Criou oportunidades únicas para a execução de reuniões internacionais e visitas de cientistas estrangeiros numa universidade na Alemanha, tendo em Bielefeld desenvolvido o Centro de Investigação Interdisciplinar (Zif), utilizado nos anos 1978-1980 e 1996/97 para os seminários, simpósios e estadias de grupos de pesquisa. Jüergen Hinze editou cinco livros, não apenas no domínio da investigação e ensino (onde revelou bastante empenho), mas também na área da organização académica. Foi duas vezes director da Faculdade de Química, num total de cerca de dez anos; membro do Senado da Universidade de 1975 a 1996 e presidente do grupo local da Sociedade Química alemã. 2.4.13. Biografia de James E. Huheey James E. Huheey, incorporou-se no Departamento de Química, Instituto Politécnico de Worcester, Worcester, MD, USA, no ano de 1962 onde permaneceu até 1965. No ano de 1966, Huheey ingressou no Departamento de Química, Universidade de Maryland, MD, USA, tendo aí permanecido até ao ano de 1996. 37
A Electronegatividade 2008 2.4.14. Biografia de Leland Cullen Allen Leland Cullen Allen nasceu a 3 de Dezembro de 1926 na cidade de Cincinnati, Ohio, tendo-se licenciado em Física no ano de 1949. Doutorou-se no ano de 1956. Em 1960, tornou-se Professor Assistente de Química na Universidade de Princeton, tendo rapidamente ascendido a Professor (1965). 38
A Electronegatividade 2008 2.5. ANEXO Anexo 1 Escala de Electronegatividade de Linus Pauling 39
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Currículo de Física e Química no Ensino Básico e Secundário 2008 3. CURRÍCULO DE FÍSICO-QUÍMICA NO 3º CICLO DO ENSINO BÁSICO 3.1. INTRODUÇÃO Com a Reorganização Curricular do Ensino Básico, surgiram mudanças significativas no âmbito da disciplina de Ciências Físico-Químicas, e os professores passaram a dispor de Orientações Curriculares, que têm por base um conjunto de competências essenciais, a desenvolver nos alunos pelas Ciências Físicas e Naturais e preconizam a gestão flexível do currículo. Nesta nova proposta valoriza-se a interdisciplinaridade, em especial com a disciplina de Ciências Naturais, com a qual se realça a transversalidade de conhecimentos e competências. Segundo as novas orientações curriculares para o 3º ciclo do Ensino Básico (M.E./DEB, 2001), já em vigor desde o ano 2002/2003, o ensino da componente de Química na disciplina de Físico-Química prende-se com o estudo do funcionamento e estrutura da Terra, numa perspectiva de relacionamento com a ciência, tecnologia, ambiente e sociedade. (ver Figura 1) Figura 2 Esquema organizador dos quatro temas do 3º Ciclo do Ensino Básico 43
Currículo de Física e Química no Ensino Básico e Secundário 2008 No sentido de realçar os conteúdos onde poderá, eventualmente, ser introduzido e/ou desenvolvido o conceito de electronegatividade, estes serão destacados com caixas de transparência e a cor azul. 3.2. DESENVOLVIMENTO DO CURRÍCULO DE FÍSICO-QUÍMICA DO 3ºCICLO DO ENSINO BÁSICO Para o desenvolvimento das competências definidas, a organização do ensino das Ciências nos três ciclos do Ensino Básico, está apoiada em torno de quatro grandes temas organizadores: Terra no Espaço Terra em Transformação Sustentabilidade na Terra Viver Melhor na Terra A coerência conceptual e metodológica dos quatro temas gerais tem subjacente uma perspectiva CTSA (Ciência-Tecnologia-Sociedade-Ambiente), que visa constituir uma vertente integradora e globalizante da organização e da aquisição de saberes científicos. Esta vertente assume um duplo sentido no contexto da aprendizagem científica ao nível da escolaridade básica e obrigatória. Por um lado, possibilita o alargar dos horizontes da aprendizagem, proporcionando aos alunos não só o acesso aos produtos da Ciência mas também aos seus processos, através da compreensão das potencialidades e limites da Ciência e das suas aplicações tecnológicas na Sociedade. Por outro lado, permite uma tomada de consciência quanto ao significado científico, tecnológico e social da intervenção humana na Terra, o que poderá constituir uma dimensão importante em termos de uma desejável educação para a Cidadania (EDIÇÕES ASA, 2002). O primeiro tema Terra no Espaço foca a localização do planeta Terra no Universo e a sua inter-relação com este sistema mais amplo, bem como a 44