3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO 31 3. CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA 3.1. TABELA PERIÓDICA NO ENSINO PORTUGUÊS 3 3 . . 1 1 . . 1 1 . . A A T T a a b b e e l l a a P P e e r r i i ó ó d d i i c c a a n n o o C C u u r r r r í í c c u u l l o o P P o o r r t t u u g g u u ê ê s s Até há bem 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 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 Ciências Físico-Químicas até ao 11º ano. Nos 7º, 8º e 9º anos, compreendidos na escolaridade obrigatória, esta disciplina curricular é leccionada a todos os alunos (M.E./DEB, 2001). Nos 10º e 11º anos, esta disciplina curricular é leccionada só a alunos dos cursos de vertente científica. A disciplina de Ciências Físico-Químicas engloba, ao longo dos referidos anos lectivos, uma componente do ensino da Física e outra componente do ensino da Química. No 12º ano existe uma disciplina específica, Química. Segundo os anteriores programas, ainda em vigor aquando do início deste estudo 2 , no 8º ano eram abordados conceitos básicos como a classificação de materiais face à grande variedade existente. Iniciava-se, portanto, a elaboração de esquemas organizativos perante a diversidade do mundo material. No seguimento deste assunto, no 9º ano fazia-se a classificação dos diversos sólidos e líquidos, seguida da organização dos diversos elementos químicos que os constituem. Iniciava-se, assim, o estudo do sistema organizativo por excelência – a Tabela Periódica. Era também feita uma breve abordagem histórica sobre a evolução dos modelos organizativos dos elementos químicos ao longo do tempo, como forma de contextualizar a actual organização da Tabela Periódica, que se encontra desenvolvida na secção 3.2.1 deste trabalho. A unidade temática correspondente intitulava-se “Organização dos Elementos Químicos como Resposta à Diversidade em 2 Foi no contexto do “antigo programa” que se realizou este estudo de impacto, cujo o seu desenvolvimento será efectuado no capítulo 4.
44
Embed
3. CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICAnautilus.fis.uc.pt/cec/teses/isabel/tese%20pdf/DOCUMENTOS%20PDF/CAP.3... · organizativo por excelência – a Tabela
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
Para a compreensão de algumas propriedades físicas e químicas dos elementos
abordadas nas aulas, é necessário um conhecimento prévio dos aspectos seguintes, apesar
de nem todos eles serem abordados no Ensino Básico, como já foi referido anteriormente.
A periodicidade que se verifica nas propriedades dos elementos químicos pode ser
facilmente compreendida quando se analisam as configurações electrónicas. Elementos que
partilhem o mesmo número de níveis energéticos preenchidos, ou o mesmo número de
electrões de valência, apresentarão similaridades. Estas correlações permitem prever
algumas das propriedades físicas e químicas dos elementos com base nas suas
configurações electrónicas (RUSSELL, 1996).
A presença de electrões em camadas interiores reduz a atracção electrostática entre os
protões do núcleo e os electrões mais externos. Além disso, as forças repulsivas entre os
electrões num átomo polielectrónico reduzem ainda mais a força atractiva exercida pelo
núcleo. Desta forma, a carga efectiva do núcleo é menor que a carga nuclear real, tal como
se pode observar através da expressão do seu cálculo:
σ−= ZZef (3.2)
onde Z é a carga nuclear real (igual em valor absoluto ao número atómico) e σ é a
chamada constante de blindagem (CHANG, 1994).
Este efeito de blindagem, que os electrões exercem uns sobre os outros, é maior quando
exercido pelas camadas interiores sobre as externas, em comparação com a situação de
blindagem mútua entre electrões de valência.
Na Tabela Periódica, a carga nuclear efectiva aumenta da esquerda para a direita, ao
longo do período, e diminui ao longo do grupo, ou seja, à medida que os electrões vão
ocupando níveis de número quântico principal mais elevado (Figura 3.7). O aumento da
carga nuclear efectiva implica uma maior atracção dos electrões pelo núcleo e, como
resultado, os átomos tornam-se mais compactos (ATKINS 2001).
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
44
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar0
1
2
3
4
5
6
7
Car
ga n
ucle
ar e
fect
iva,
Z ef
1
Número atómico, Z
Figura 3.7 – Variação da carga nuclear efectiva com o número atómico.
A carga nuclear efectiva exercida sobre os electrões de valência de um elemento
reflecte-se nas propriedades deste, como sejam o tamanho dos seus átomos ou a sua
tendência para formar de iões ou estabelecerem ligações químicas (CHANG, 1994).
Existem cinco propriedades principais que caracterizam os elementos: raio atómico,
energia de ionização, afinidade electrónica e electronegatividade. Todas estas propriedades
podem ser relacionadas com a carga nuclear efectiva exercida sobre os electrões de
valência (ATKINS 2001).
Dessas propriedades, apenas as que a seguir se descrevem se relacionam com
conteúdos abordados no ensino da Tabela Periódica, ao nível do 3º Ciclo do Ensino
Básico.
VVVaaarrriiiaaaçççãããooo dddooo rrraaaiiiooo aaatttóóómmmiiicccooo Como a nuvem electrónica não corresponde a um volume espacial de barreiras exactas,
não se pode definir o “raio de um átomo”. No entanto, quando os átomos se agregam,
pode-se definir o raio atómico como metade da distância média entre os núcleos de dois
átomos vizinhos.
Nos metais, o raio atómico é designado por raio metálico, ao passo que nos não metais
é traduzido pela metade da distância média entre os núcleos de dois átomos ligados por
ligação covalente, sendo por isso chamado raio covalente. No caso particular dos gases
nobres, o raio atómico corresponde a metade da distância média entre os núcleos de dois
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
45
átomos vizinhos quando o gás está solidificado, tomando o nome de raio de van der
Waals. (ATKINS 2001)
O raio atómico diminui ao longo do período e aumenta ao longo do grupo, com
pouquíssimas excepções (Figura 3.8). Ao longo do período, as camadas interiores mantêm
o mesmo número de electrões e a carga nuclear aumenta progressivamente. Como os
electrões externos não exercem grande efeito de blindagem entre si, a carga nuclear
efectiva vai aumentando, o que implica uma diminuição progressiva do raio atómico. Ao
longo do grupo, o número quântico principal aumenta, ou seja, aumenta o número de
camadas interiores. Assim, o efeito de blindagem dessas camadas sobre os electrões de
valência vai crescendo ao longo do grupo, o que faz diminuir fortemente a carga nuclear
efectiva, aumentando o raio atómico.
Figura 3.8 – Raio atómico dos elementos representativos.
(figura retirada de ATKINS, 2001)
No sentido de sensibilizar os alunos para estes aspectos, foram elaboradas as questões
que constam do ponto 13º do roteiro de exploração utilizado nas aulas. Estas questões
foram formuladas com o intuito de conduzir os alunos a descobrirem, por si sós, como
varia o raio atómico ao longo dos grupos e períodos da Tabela Periódica.
Também se pode definir o conceito de raio iónico, com base na distância entre os iões
vizinhos num sólido iónico (Figura 3.9). A distância entre os centros do anião e do catião
seu vizinho não é mais do que a soma dos dois raios iónicos. Na prática, calcula-se o raio
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
46
de um catião tomando-se o seu óxido como referência e subtraindo, à distância entre os
centros dos dois iões, o raio iónico do anião óxido (que se assume igual a 140 pm)
(ATKINS 2001).
Figura 3.9 – Distância média entre um catião e um anião.
(figura retirada de ATKINS, 2001)
Não é surpreendente que o raio iónico de um catião seja menor que o raio do
correspondente átomo neutro (Figura 3.10), uma vez que a formação do catião implica a
perda de um ou mais electrões de valência, com consequente aumento da carga nuclear
efectiva exercida sobre a camada de valência. (ATKINS 2001).
Figura 3.10 – Tamanho relativo de alguns catiões.
Em contrapartida, o raio iónico de um anião é logicamente maior que o raio atómico do
elemento correspondente (Figura 3.11), já que a formação do anião implica o aumento do
número de electrões na camada de valência, o que passará a sentir uma a carga nuclear
efectiva menor (ATKINS 2001).
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
47
Figura 3.11 – Tamanho relativo de alguns aniões
É evidente que, pelas razões atrás apontadas, o raio iónico varia da mesma forma que o
raio atómico ao longo da Tabela Periódica.
Tal como o conceito de raio iónico, os conceitos de energia de ionização e afinidade
electrónica, apresentados em seguida, não fazem parte dos conteúdos programáticos
correspondentes ao Ensino Básico. No entanto, é importante que os docentes tenham estes
conceitos presentes, de forma a orientar as suas abordagens aos programas do Ensino
Básico. Esta orientação deverá ser tal que o que é aprendido pelos alunos evolua natural e
logicamente quando estes transitem para o Ensino Secundário. Por outro lado, deve ser
constante a preocupação do professor em transmitir conhecimentos de uma forma que não
entre em conflito com futuras aprendizagens a nível mais avançado.
VVVaaarrriiiaaaçççãããooo dddaaa eeennneeerrrgggiiiaaa dddeee iiiooonnniiizzzaaaçççãããooo A energia de ionização de um elemento é a energia envolvida na remoção um electrão
de valência de um átomo do elemento na fase gasosa, sendo este processo sempre
endotérmico. A primeira energia de ionização (I1) corresponde à energia necessária para
remover o primeiro electrão de valência do átomo. A segunda energia de ionização (I2)
corresponde à remoção adicional de um segundo electrão. Vejamos, por exemplo o que se
passa com o átomo de cobre (ATKINS 2001):
Cu (g) Cu+ (g) + e- I1 = 785 kJ.mol-1
Cu+ (g) Cu2+ (g) + e- I2 = 19555 kJ.mol-1
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
48
Como se pode ver, a segunda energia de ionização (I2) é superior à primeira (I1), pois
traduz a energia necessária para remover um electrão do catião formado após a remoção do
primeiro electrão.
Salvo algumas excepções, as energias de ionização dos elementos químicos aumentam
ao longo do período e diminuem ao longo do grupo (Figura 3.12). Esta variação está
directamente relacionada com a variação da carga nuclear efectiva ao longo da Tabela
Periódica.
He
H
LiB
BeC
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
PS
Cl
Ar
Ca
K
0
500
1000
1500
2000
2500
1 6 11 16
Número atómico Z
Prim
eira
ene
rgia
de
ioni
zaçã
o (k
J/m
ol)
Figura 3.12 – Energia de ionização dos 20 primeiros elementos da Tabela Periódica.
Verificam-se algumas irregularidades nas tendências da primeira energia de ionização.
Estas ocorrem quando se compara elementos dos grupos 12 e 13 (ex. berílio e boro ou
magnésio e alumínio) e, também, quando se compara elementos dos grupos 15 e 16 (ex.
azoto e oxigénio ou fósforo e enxofre), verificando-se que as energias de ionização
diminuem em vez de aumentarem. No primeiro caso, os elementos do grupo 13 têm um
único electrão nas orbitais de valência np, o qual se encontra fortemente blindado pelos
electrões das orbitais interiores ns, logo fracamente atraído pelo núcleo. No caso dos
elementos do grupo 16, os quatro electrões de valência estão distribuídos pelas orbitais np
de acordo com a regra de Hund3. Isto implica que dois destes electrões estão emparelhados,
3 A regra de Hund estabelece que o arranjo mais estável dos electrões em subníveis das orbitais atómicas, é
aquele que contém maior número de spins paralelos (CHANG, 1994).
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
49
o que aumenta a repulsão entre eles e, consequentemente, diminui a carga nuclear efectiva
exercida sobre eles. Desta forma, estes elementos apresentam energias de ionização
menores do que os elementos do grupo anterior (15), em que os três electrões de valência
estão desemparelhados nas três orbitais np (CHANG, 1994).
Os metais têm energias de ionização relativamente baixas, o que explica o facto de
aparecerem frequentemente na forma catiónica.
No caso dos metais alcalinos, as baixas energias de ionização, devem-se à configuração
de valência ns1, estando o electrão np1 fortemente blindado pelas camadas anteriores
totalmente preenchidas. Os metais alcalino-terrosos têm a primeira energia de ionização
maior que os metais alcalinos, uma vez que a carga nuclear efectiva é maior, naqueles do
que nestes.
Tal como já foi referido, a segunda energia de ionização é sempre maior que a
primeira. Para o grupo 1, a segunda energia de ionização é consideravelmente maior que a
primeira energia de ionização. Isto deve-se novamente à configuração de valência dos
elementos deste grupo, que implica que o segundo electrão, a ser removido, pertença a uma
camada mais interna e mais próxima do núcleo, onde se exerce uma forte carga nuclear
efectiva. Para elementos do grupo 2, as duas energias de ionização têm valores mais
próximos entre si, uma vez que o segundo electrão a ser removido pertence à mesma
camada da qual se remove o primeiro. O mesmo tipo de raciocínio aplica-se no estudo da
variação entre a primeira e segunda energias de ionização para os restantes grupos da
Tabela Periódica.
AAAfffiiinnniiidddaaadddeee eeellleeeccctttrrróóónnniiicccaaa A afinidade electrónica, Eae, traduz a quantidade de energia envolvida na adição de um
electrão a um átomo na fase gasosa. Esta energia é calculada através da diferença entre a
energia do átomo neutro e a energia do anião (ATKINS 2001):
Eae = E (X) – E (X -) (3.3)
Onde E (X) é a energia do átomo X em fase gasosa e E (X -) é energia do anião em fase
gasosa.
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
50
A afinidade electrónica aumenta ao longo do período, uma vez que o raio atómico vai
diminuindo e a atracção nuclear sobre a camada de valência aumenta. Ao longo do grupo,
a afinidade electrónica vai diminuindo, uma vez que os electrões de valência vão ficando
mais afastados do núcleo e as forças atractivas vão sendo menores (Figura 3.13).
Figura 3.13 – Afinidade electrónica dos primeiros 20 elementos da Tabela Periódica.
Desta forma, os elementos da parte superior direita da Tabela Periódica, à excepção
dos gases nobres, são os que têm maior afinidade electrónica. Nestes átomos, o electrão
que é adicionado ocupa as orbitais p que se encontram relativamente próximas do núcleo e
sobre as quais se exerce uma elevada carga nuclear efectiva.
Os elementos do grupo 17 podem adquirir um electrão com libertação de energia (Eae
negativa) e os do grupo 16 podem aceitar dois electrões de forma a completarem a última
camada.
No caso dos gases nobres, a afinidade electrónica é positiva, ou seja, é necessário
fornecer energia ao átomo para que este capte um electrão, uma vez que este electrão
adicional terá de ocupar uma orbital completamente vazia e afastada do núcleo.
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
O ensino da Tabela Periódica, ao nível do Ensino Básico, passa pela descrição das
propriedades químicas que caracterizam as várias famílias dos elementos representativos.
No ensino, a este nível, existe uma preocupação especial em reportar o aluno à importância
desses elementos no mundo que os rodeia. Assim, tal como aconteceu na secção anterior,
serão abordadas características de alguns elementos representativos. A nível do Ensino
Básico, esta abordagem faz-se com base na caracterização das famílias.
No entanto, os elementos representativos podem ser abordados em primeiro lugar por
blocos e, dentro destes, por famílias. Foi esta abordagem seguida pela autora no presente
trabalho, por questões de organização do texto.
Os aspectos a seguir descritos foram fundamentais na construção do roteiro e dos jogos
(secção 4.3), e o seu estudo proporcionou à autora uma boa capacidade de resposta no
decorrer das aulas.
EEEllleeemmmeeennntttooosss rrreeeppprrreeessseeennntttaaatttiiivvvooosss::: BBBlllooocccooo sss Os elementos do bloco s incluem-se nos grupos 1 e 2 da Tabela Periódica. Tanto os
metais alcalinos como os metais alcalino-terrosos, partilham a facilidade com que reagem
com a água e com o oxigénio. No entanto, as duas famílias apresentam comportamentos
um pouco diferentes entre si. Como são elementos pouco estáveis e de baixa energia de
ionização, ligam-se facilmente a outros elementos de elevada afinidade electrónica,
principalmente através de ligações iónicas. Como tal, na sua maioria apresentam-se na
natureza sob a forma de sais minerais.
Os elementos do grupo 1, ou metais alcalinos, reagem violentamente com a água
originando hidróxidos metálicos e hidrogénio. (ex. reacção do sódio com a água).
2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
52
O vigor desta reacção química aumenta ao longo do grupo, sendo suficientemente
violenta para inflamar o hidrogénio no caso do potássio, e chegando a ser explosiva nos
casos do césio e do rubídio (ATKINS 2001).
Todos os elementos do grupo 1 são macios e apresentam brilho metálico. Como só têm
um electrão de valência e as suas ligações metálicas são fracas, apresentam baixos pontos
de fusão (que vão diminuindo ao longo do grupo). Como formam a maior parte dos seus
compostos na forma iónica, os metais alcalinos representam excelentes redutores. Este
poder redutor é usado comercialmente na extracção de alguns metais de transição que, de
outro modo, seriam difíceis de obter. Por exemplo, utiliza-se sódio fundido para se obter
zircónio e titânio a partir de cloreto de titânio:
TiCl4 (g) + 4 Na (l) → 4 NaCl (aq) + Ti (s)
Os catiões dos metais alcalinos tendem a formar compostos mais estáveis com aniões
do mesmo tamanho, reagindo com quase todos os não metais, à excepção dos gases nobres
(ATKINS 2001).
O lítio apresenta algumas diferenças em relação aos outros elementos do grupo, devido
ao pequeno tamanho do seu catião Li+, que lhe confere um forte poder polarizador e uma
maior tendência a formar ligações covalentes (ATKINS 2001).
A utilização dos metais alcalinos é bastante diversificada: o lítio, por exemplo, é
utilizado em lubrificantes, cerâmica e medicina. O sódio é usado em processos de
produção electroquímica e o potássio, por seu turno, é incorporado em fertilizantes para a
agricultura.
Os metais alcalino-terrosos, do grupo 2, reagem igualmente com a água (formando
hidróxidos), e com o oxigénio (formando óxidos). De entre os metais alcalino-terrosos
destacam-se os três primeiros: berílio, magnésio e cálcio, pelas suas aplicações no
quotidiano, e pela sua importância na Vida.
Grande parte do berílio existente na Terra está combinado com átomos de silício e
alumínio, sob a forma do mineral berilo (Be3Al2(Si6O18)). Na sua forma pura, este silicato
de berílio-alumínio aparece nas formas de água-marinha e de esmeralda. O pequeno
número de electrões do berílio torna-o transparente aos raios X, pelo que se utiliza em
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
53
janelas de tubos desta radiação. É também utilizado na construção de mísseis e satélites,
devido à sua baixa densidade. Quando adicionado ao cobre, confere-lhe maior rigidez sem
prejuízo da condução eléctrica, pelo que se aplica em material electrónico. Os compostos
de berílio são muito tóxicos e caracterizados por ligações covalentes que se estabelecem
devido ao forte poder polarizante do berílio, de modo paralelo ao atrás descrito para o lítio.
No caso do magnésio, os seus compostos são essencialmente iónicos, com algum
carácter covalente. Apresentam um papel importante no quotidiano: o óxido de magnésio é
muito bom condutor térmico mas mau condutor eléctrico, sendo utilizado no fabrico de
materiais refractários e nas indústrias da borracha, fertilizantes e plásticos. O hidróxido de
magnésio, em suspensão aquosa, é utilizado como antiácido para o estômago, enquanto
que o sulfato de magnésio, ou sal de Epson (MgSO4.7H2O), é utilizado como purgante. Um
dos compostos mais importantes de magnésio é a clorofila, responsável pela fotossíntese.
No que se refere ao cálcio, o seu composto mais conhecido é o carbonato de cálcio
(CaCO3), a partir do qual se obtém cal viva (CaO) por aquecimento. Por sua vez, a cal viva
reage exotermicamente com a água obtendo-se hidróxido de cálcio (ou água de cal –
Ca(OH)2) que é utilizado em reacções de identificação do dióxido de carbono:
Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) CaCO3 (s) + H2O (l)
A rigidez dos compostos de cálcio deve-se à forte interacção do ião Ca2+ com os seus
vizinhos, o que lhe possibilita a sua presença em estruturas rígidas, desde os esqueletos e
carapaças dos seres vivos, até materiais para construção civil.
EEEllleeemmmeeennntttooosss rrreeeppprrreeessseeennntttaaatttiiivvvooosss::: BBBlllooocccooo ppp Este bloco apresenta elementos bastante distintos, apesar de todos eles terem
configurações de valência ns2 npx, onde n representa o número atómico principal e x o
número de electrões nas orbitais de valência p (com x ≤ 6 e x = 0 no caso do hélio). O
bloco p inclui metais, não metais e semi-metais (ou metalóides). O carácter metálico dos
elementos do bloco p vai aumentando ao longo do grupo e diminuindo ao longo do
período, pelo que os metais situam-se na parte inferior esquerda e os não metais na parte
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
54
superior direita, sendo o último grupo constituído por elementos exclusivamente não
metálicos (Figura 3.14). Bloco p
18 13 14 15 16 17 He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn
Figura 3.14 – Metais, semi-metais e não metais
(da esquerda para a direita) do bloco p
Alguns destes elementos formam facilmente compostos iónicos, enquanto que outros
tendem a formar compostos covalentes. Os gases nobres normalmente não se associam a
outros átomos, devido à sua característica inércia química. Esta diversidade de
comportamentos é devida ao facto de o bloco p incluir simultaneamente elementos com
configurações electrónicas de valência suficientemente distintas para abranger um leque
variado de propriedades como energia de ionização, afinidade electrónica, entre outras.
Assim, os elementos dos grupos 15 a 18 apresentam elevada energia de ionização, ao passo
que os elementos dos grupos 15 a 17 caracterizam-se por elevadas afinidades electrónicas.
O único metalóide do grupo 13 é o boro, sendo os restantes todos metálicos. Os
elementos deste grupo mais abundantes na crusta terrestre são o alumínio e o boro. O índio
e o tálio existem em muito menor quantidade (Dutch, 1999).
O boro estabelece ligações covalentes e apresenta uma energia de ionização elevada.
Como só tem três electrões de valência e um raio atómico pequeno, forma compostos
invulgares. Alguns destes apresentam octetos incompletos e outros têm deficiência de
electrões. O boro apresenta grande importância na tecnologia moderna, sendo o bórax
(Na2B4O7.10H2O), o seu composto mais conhecido. O boro elementar existe numa
variedade de formas alotrópicas, onde cada átomo partilha os seus três electrões de
valência com os vizinhos. Devido ao seu arranjo tridimensional, tem uma dureza
apreciável, e por isso é incorporado em plásticos mais resistentes, aplicados em vestuário
de protecção específica.
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
55
Grande parte do alumínio é extraído da bauxite (Al2O3.3H2O) que, apesar de abundante
na crusta terrestre, contém uma percentagem de alumínio pequena. Este metal, sendo leve e
forte, é muito utilizado no fabrico de utensílios domésticos e de latas para refrigerantes.
Estas podem ser posteriormente recicladas, por exemplo, transformando o alumínio em
alúmen (KAl(SO4)2 .12 H2O), um composto com aplicação em tinturaria e com
propriedades anti-sépticas.
No grupo 14 encontramos o carbono, elemento mais abundante e interveniente na Vida.
O silício e o germânio são importantes para a tecnologia electrónica e de inteligência
artificial, onde são usados como semicondutores. O facto de terem a última camada com
quatro electrões permite aos elementos desta família apresentarem propriedades
específicas, bem patentes na química do carbono. Este elemento, sendo a base de todos os
compostos biologicamente relevantes, deu origem a um importantíssimo ramo da Química
– a Química Orgânica – que será abordada em particular no ponto 3.3 desta dissertação.
O silício é o segundo elemento mais abundante na crusta terrestre. A maior parte
ocorre em silicatos (contendo SiO32- e SiO4
4-) como a quartezite (forma granular do
quartzo), dos quais se retira o silício puro. A estrutura dos silicatos é baseada em unidades
tetraédricas com cargas e número de oxigénios variáveis. Algumas pedras preciosas e
semipreciosas são silicatos contendo certas impurezas, como é o caso da ametista (que
contém vestígios de Fe3+) (ATKINS 2001).
O estanho é resistente à corrosão, embora não se apresente muito duro. Por essa razão,
a sua maior aplicação é na produção de ligas metálicas como o bronze (liga de estanho e
cobre).
O chumbo, de elevada durabilidade e maleabilidade, é usado em construção. Por outro
lado, a sua elevada densidade e capacidade de absorção de radiação de alta energia
justificam a sua larga aplicação em materiais de protecção contra raios X.
No grupo 15, só o bismuto é um metal, enquanto que o arsénio e o antimónio são
metalóides e o azoto e o fósforo são não metais. Apresentam uma configuração electrónica
da camada de valência ns2np3, o que lhes possibilita ligarem-se entre si com ligações
múltiplas e a outros elementos através de ligações simples ou múltiplas, conforme o caso.
Por esta razão, as suas substâncias e os seus compostos apresentam comportamentos
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
56
diversificados desde o inerte, como no caso do azoto molecular (N2) (quase tão inerte
como os gases nobres), até ao altamente reactivo, como no caso do fósforo (P4), que se
inflama ao ar.
O azoto não é muito abundante na crusta terrestre, mas constitui 76% em massa da
atmosfera, o que é pouco comum no nosso sistema solar. Desta forma, pode ser obtido por
destilação fraccionada do ar. No entanto, as fontes mais importantes de azoto são o
“salitre” (KNO3) e o “nitrato de Chile” (NaNO3). Graças à sua elevada afinidade
electrónica, é o único elemento deste grupo que forma facilmente ligações com o
hidrogénio, formando compostos importantes como o amoníaco, o ácido nítrico e a
hidrazina (N2H4), utilizada na indústria de polímeros e na produção de pesticidas (ATKINS
2001). Trata-se de um elemento essencial à Vida, pois entra na composição das proteínas e
dos ácidos nucleicos.
O átomo de fósforo tem um tamanho cerca de 50% superior ao do átomo de azoto, e
apresenta baixa afinidade electrónica. Existem diversas formas alotrópicas do fósforo, mas
apenas duas são importantes: fósforo branco e fósforo vermelho. Os óxidos de fósforo
apresentam estruturas tetraédricas (PO4), sendo os polifosfatos estruturas importantes no
abastecimento e transferência de energia a nível celular (ATP).
Os elementos da família do oxigénio (grupo 16) são não metais, com excepção do
polónio e do telúrio, que são metalóides. A sua configuração electrónica da última camada
é ns2np4, pelo que podem adquirir a configuração dos gases nobres por captação de dois
electrões.
O oxigénio é o elemento mais abundante na crusta terrestre e compõe 23% em massa
da nossa atmosfera. É muito reactivo, formando óxidos muito facilmente e tendo
propriedades de comburente. O maior consumo de oxigénio verifica-se na indústria do aço,
na qual se gasta cerca de uma tonelada deste gás por cada tonelada de aço produzido.
Os átomos de enxofre são cerca de 58% maiores que os do oxigénio e têm menor
energia de ionização. O enxofre tem menor tendência que o oxigénio para formar ligações
múltiplas, podendo formar ligações simples com outros 6 átomos, através das suas orbitais
d. Forma facilmente cadeias de polissulfuretos, o que não se verifica com o oxigénio.
Os diferentes comportamentos do oxigénio e do enxofre devem-se basicamente à
existência das orbitais d no enxofre e à diferença entre os seus raios atómicos.
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
57
Os elementos do grupo 17 são designados por halogéneos e caracterizam-se pelas suas
elevadas afinidades electrónicas (ATKINS 2001). Uma vez que têm a configuração ns2np5,
basta-lhes captar um electrão para completarem a última camada, adquirindo a
configuração de gás nobre. Assim, todos os halogéneos existem na forma elementar como
moléculas diatómicas e são considerados como elementos muito reactivos. A reatividade
dos halogéneos vai diminuindo ao longo do grupo, observando-se idêntica tendência com a
afinidade electrónica. A cor das substâncias correspondentes vai-se intensificando ao longo
do grupo, sendo o flúor incolor, o cloro amarelado, o bromo acastanhado e o iodo violeta.
Também se verifica uma variação regular das suas propriedades físicas ao longo do grupo,
sendo o flúor e o cloro gases à temperatura ambiente, enquanto que o bromo é líquido e os
dois últimos elementos, iodo e astato, são sólidos (ATKINS 2001).
Todos os não metais formam ligações covalentes com os halogéneos dando origem a
halogenetos covalentes, enquanto que os metais tendem a formar halogenetos iónicos. O
cloro, o bromo e o iodo ocorrem como halogenetos na água do mar, e o flúor aparece nos
minerais fluorite (CaF2) e crolite (Na3AlF6). Os halogéneos mais abundantes na Terra são o
cloro e o flúor, sendo o astato, radioactivo, praticamente vestigial na crusta terrestre
(DUTCH, 1999).
As aplicações dos elementos deste grupo e dos seus compostos são bastante diversas. O
flúor tanto é usado como agente preventivo da formação de cáries, como no fabrico de
teflon, que é utilizado em materiais e isolamentos resistentes a altas temperaturas e a
agentes químicos agressivos. O cloro é também encontrado em polímeros como o
policloreto de vinilo (PVC). Na forma de cloreto, desempenha igualmente um papel
biológico importante no corpo humano, pois constitui o anião mais abundante dos fluidos
inter e intracelulares (CHANG, 1994). O cloro é amplamente usado como branqueador, a
nível industrial e doméstico (algumas lixívias contêm hipoclorito de sódio). Por outro lado,
o elevado poder oxidante do anião hipoclorito (ClO-) torna-o um bom desinfectante (usado,
por exemplo, nas piscinas), por destruição de componentes vitais das bactérias.
Os gases nobres, ou inertes, são a última família da Tabela Periódica (grupo 18). São
todos gases incolores de baixa densidade, não formando compostos com outros elementos
em condições normais. As suas energias de ionização são muito elevadas, diminuindo ao
longo do grupo. Assim, o xénon tem energia de ionização suficientemente baixa para
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
58
perder electrões para os elementos de maior afinidade electrónica, formando compostos
com estes. Não existem compostos com hélio, néon ou árgon, a não ser em condições
muito especiais. O rádon pode reagir com os fluoretos, mas pouco se sabe sobre estes
compostos, uma vez que a radioactividade do rádon torna perigosa a sua manipulação
(ATKINS 2001).
No total, cerca de 11% em massa da atmosfera é constituída por gases nobres, sendo o
árgon o terceiro gás mais abundante, depois do azoto e do oxigénio. O hélio, apesar de ser
o segundo elemento mais abundante do Universo, é um elemento raro na Terra. Este
elemento é encontrado nos gases naturais que se formam por baixo das rochas, devido à
formação de partículas α emitidas por elementos radioactivos. O hélio é o elemento de
menor ponto de fusão que se conhece, pelo que não existe no estado sólido, excepto em
condições de pressão excepcionalmente elevada. Por este facto, é amplamente utilizado
como agente criogénico e como solvente de oxigénio hospitalar e de garrafas para
mergulho.
O néon emite brilho laranja avermelhado quando atravessado por corrente eléctrica,
pelo que a sua utilização é mais frequente em anúncios luminosos. Por seu turno, o árgon é
utilizado em lâmpadas incandescentes, pois afasta facilmente a energia térmica que se vai
libertando do filamento, evitando que este se parta. Já o crípton produz uma intensa luz
branca quando lhe é aplicada uma descarga eléctrica, pelo que se utiliza na iluminação das
pistas dos aeroportos. Só é conhecido um composto estável com este elemento: KrF2. O
xénon, por sua vez, é usado nas lâmpadas de halogéneo dos automóveis e nos flashes das
máquinas fotográficas. Forma fluoretos (XeF2; XeF4) com elevado poder fluorante, e
óxidos (XeO3) que são fortes agentes oxidantes.
33..33.. CCAASSOO PPAARRTTIICCUULLAARR DDOO CCAARRBBOONNOO:: OO EELLOO EENNTTRREE AA QQUUÍÍMMIICCAA EE AA
BBIIOOLLOOGGIIAA
Durante a realização deste trabalho, surgiu a ideia de se criar páginas na Internet onde
fossem explorados alguns elementos químicos, com a forte componente Ciência –
Tecnologia – Sociedade – Ambiente prevista pelas novas reformas educativas. Esta
3 – CONTEXTUALIZAÇÃO CIENTIFICO-PEDAGÓGICA DA TABELA PERIÓDICA
MESTRADO EM QUÍMICA PARA O ENSINO
59
abordagem poderá ser ampliada a todos os elementos com número atómico menor que
vinte, pois o público-alvo será constituído por alunos do Ensino Básico.
Foi então, a título experimental, criada uma página sobre o carbono, disponível em