Os Modelos Atômicos Presentes nos Livros por Rodolfo Aureo Tasca

Há vários livros que podem ser utilizados no ensino de química no nível fundamental. Os livros de ciências, normalmente são coleções que abordam conceitos da quinta à oitava série. A introdução ao estudo da química é feita na oitava série, e de acordo com o Programa Nacional do Livro Didático (PNDL) o estudo da Química dedica-se a conteúdos como: matéria e energia, substâncias e misturas, átomo, tabela periódica, ligações químicas, funções químicas, reações químicas e suas leis.
Neste estudo foram analisados seis livros de ciências para a oitava série, como mostra o quadro 1, e um aspecto relevante que foi observado em todos os livros, demonstrou um caráter comercial, ou seja, os autores e as editoras fazem o possível para que o livro seja aceito pelo mercado.

O modelo atômico de Dalton aparece nos livros como um alicerce para a
explicação de algumas propriedades dos átomos, especificando a idéia de
tamanho entre eles. Há uma breve descrição histórica, e posteriormente o átomo é
relatado como sendo uma esfera muito pequena, indivisível, indestrutível, sendo o
menor constituinte da matéria. Os livros usam os postulados propostos por Dalton
para explicar o tamanho relativo entre eles, a formação de moléculas, substâncias,
a idéia de equações químicas e balanceamento de equações. Isto pode ser
verificado na figura 16.

Figura 16. Recortes dos livros D e F, que mostram o uso do modelo de Dalton.

Com esse modelo os livros D e F também exploram a simbologia, a
nomenclatura e as fórmulas usadas na linguagem química.
A maioria dos livros passa rapidamente pelo modelo de Dalton e percorrem
o modelo de Thomsom apenas com o intuito de esclarecer a descoberta dos
elétrons. Quando entram no modelo de Rutherford, os autores explicam
rapidamente a descoberta do núcleo como uma proposição e outros têm como
base o experimento com partículas alfa, mas a maioria ilustra o átomo de
Rutherford e Rutherford-Bohr como aparece na figura 17.

Figura 17. Várias representações para o modelo atômico proposto por Rutherford.

Cada livro demonstra o modelo de Rutherford e de Rutherford-Bohr de uma
maneira diferente, mas os conteúdos são semelhantes. Na figura 17, as
ilustrações mostram que os modelos propostos são caracterizados por um núcleo
e uma eletrosfera e que os elétrons estão girando em regiões definidas ao redor
de um núcleo positivo. Pode-se observar que os quadros 3 e 5, mostram a idéia
de uma região circular ao redor do núcleo, na qual estariam os elétrons.
Como se vê na figura 17, os quadros 1,2 e 4, mostram um modelo atômico
baseado na presença de um núcleo central e os elétrons girando ao redor desse
núcleo descrevendo órbitas elípticas, conhecido como “modelo do sistema solar”. Além disso, eles comentam que o diâmetro da eletrosfera é muito maior que
o diâmetro do núcleo, portanto a maior parte do átomo pode ser considerada de
espaços vazios.
Há uma curiosidade na figura 17. Todos os casos onde há um movimento
(quadros 1 e 4), os elétrons giram sempre no sentido horário.
Não há uma ilustração adequada que retrate a idéia dos elétrons estarem
numa região não definida, ao redor do núcleo. Uma possibilidade de ilustração que
representaria o modelo atômico de Rutherford é a da figura 18.

   Figura 18. Ilustração que pode representar o modelo do átomo proposto por Rutherford.

A figura 18 retrata de forma mais clara as idéias de Rutherford, mostrando
uma região de pouca densidade e relativamente grande, formada por espaços
vazios, sendo provável encontrar os elétrons. Há uma outra região mais
concentrada e relativamente menor, contendo o núcleo.
Após o estudo dos modelos atômicos, os autores iniciam uma discussão
sobre a organização dos elétrons no átomo. Basicamente eles usam o modelo de
Bohr, como um alicerce para a explicação, usando regras que “facilitam” seu
entendimento. A figura 19 mostra algumas ilustrações encontradas nos livros A, B
e D, em relação a esta “distribuição eletrônica”.

Figura 19. Modelos e regras para a distribuição dos elétrons nos átomos

De acordo com a figura 19, os livros explicam a organização dos elétrons
nos átomos com base em camadas eletrônicas e o número máximo de elétrons
possíveis por camada. Para um átomo neutro, o número de prótons deve ser igual
ao número de elétrons, ou seja, o número de cargas positivas presentes no núcleo
deve ser igual ao número de cargas negativas presentes na eletrosfera,
garantindo assim, a neutralidade do átomo.
Nos livros analisados, a distribuição eletrônica não foi baseada no diagrama
de Linus Pauling, mas sim em uma regra mais palatável, que é a distribuição em
função da estabilidade dos gases nobres. Para a organização destes elétrons, os
autores normalmente usam a regra dos 8 e 18 elétrons.
Mesmo sendo mais fácil, provavelmente esta regra torna-se uma
ferramenta mecânica para os alunos, pois apenas aprendem a preencher as
camadas, não tendo base conceitual para entender o significado de níveis de
energia.
Com os conceitos de prótons, nêutrons e elétrons, os livros explicam
algumas propriedades importantes dos átomos. O número atômico é comparado à
identidade dos átomos, assim como, num átomo neutro, ele deve ser igual ao
número de elétrons. Sugere-se também que o número atômico é a quantidade de
prótons existentes no núcleo do átomo. O número de massa de um átomo pode
ser calculado como sendo a soma dos prótons e nêutrons presentes no núcleo. Os
elétrons não são utilizados no cálculo do número de massa, pois afirmam que a
massa deles pode ser desprezível em relação à massa dos prótons e dos
nêutrons (Figura 20).

Figura 20. Recortes dos livros A e D, mostrando o conceito e o cálculo do número de
massa.

Os livros A, B e D comentam o conceito de massa atômica. O livro D, explica que a massa atômica é um valor médio dos números de massa de um
elemento químico, considerando-se as proporções dos isótopos na natureza.
Os livros A e B explicam a idéia da utilização de um padrão, no caso o carbono-12. Os autores explicam que os cientistas imaginaram o átomo do carbono-12 dividido em 12 partes iguais e consideraram uma dessas partes como sendo uma unidade de massa atômica (u). Portanto se um átomo de hélio tiver
massa igual a 4, isto significa que a massa dele é 4 vezes maior do que 1/12 da
massa do carbono-12. Além disso, estes autores afirmam que os valores de
massas atômicas são praticamente iguais ao número de massa, em módulo.
È razoável pensar que, para o ensino fundamental, não se deve trabalhar
com o conceito de massas atômicas, pois os estudantes não têm base matemática
e química suficientes para entender a idéia de média ponderada e a de átomopadrão, o que pode ser deixado para ser estudado mais tarde, no ensino médio.
Já o conceito de número de massa é mais palatável, pois se trabalha apenas com uma matemática simples (adição e subtração) de átomo para átomo e os
conceitos químicos envolvidos são mais elementares.
A maioria dos livros relaciona o conceito de número de massa atribuindo
aos prótons e nêutrons uma massa relativa igual a 1. Já para os elétrons eles
atribuem uma massa relativa como sendo aproximadamente 1/1836 e completam
afirmando que esta massa pode ser desprezível em relação aos prótons e aos
nêutrons. Portanto, para se efetuar o cálculo do número de massa pode-se
considerar apenas a soma do número de prótons com o número de nêutrons.
Outro fato que deve ser levado em consideração é a idéia sobre cargas
elétricas. Os autores definem que um próton tem carga relativa positiva, um
elétron tem carga relativa negativa e um nêutron não tem carga. A tabela 2 ilustra
as diferenças entre os valores de massa e carga presentes nas partículas subatômicas.
Esta tabela foi construída a partir dos conteúdos analisados nos livros
didáticos.

Tabela 1. Representação arbitrária de massas e cargas das partículas fundamentais.

De acordo com a tabela 1, há uma separação de valores entre as massas e
as cargas relativas. É provável que o estudante acabe se confundindo ou
misturando os conceitos de massa relativa, número de massa e carga relativa. Na
maioria dos livros, os autores não explicam que a massa relativa das partículas
sub-atômicas deve ser empregada na idéia de pesagem, no sentido de medida da
massa dos átomos.Portanto, a idéia de massa relativa pode ser confundida com a
idéia de número de massa. Um está relacionado à medida da massa, o outro está
relacionado a quantidades, a contagem de prótons e de nêutrons.
A idéia de carga relativa é apresentada com uma abordagem muito
abstrata. Os livros se apóiam em valores que são mostrados na tabela 1 como
definições usadas pelos cientistas. Apenas o livro F, inicia o estudo da natureza
elétrica da matéria apresentando uma experiência muito simples, com bastões de
vidros sendo eletrizados em um pedaço de lã.
Nos livros analisados, a idéia de carga relativa é usada para a definição de
átomo eletricamente neutro e formação de íons. Num átomo eletricamente neutro,
a somatória das cargas dos prótons e elétrons deve ser igual a zero, ou seja, o
número de prótons deve ser igual ao número de elétrons. Como os nêutrons não
têm carga, estes não participam do cálculo. Já na formação de íons, os autores
explicam que os átomos podem ganhar ou perder elétrons, apenas elétrons,
mantendo sempre os prótons no núcleo. Portanto, eles comentam que, se um
átomo perder ou ganhar elétrons ele pode se tornar um íon, no qual a soma das
cargas dos prótons e dos elétrons dará um número diferente de zero. Com isso há
a definição de cátions (íons positivos) e ânions (íons negativos).
Dois livros entram no conceito de íons, apenas citando que a perda de
elétrons, resulta na formação de cátions e o ganho de elétrons, resulta na
formação de ânions. Os demais livros comentam esse assunto no capítulo de
ligações químicas.
A definição de elemento químico é abordada com sendo um conjunto de
átomos que possuem o mesmo número atômico. O livro A traz um recorte
interessante sobre a fusão nuclear que ocorre no sol, explicando que a fusão de
hidrogênio pode formar o hélio. Com isso o autor pretende ressaltar que, quando
se muda o número de prótons do núcleo, muda-se também o elemento químico.

Figura 21. Ilustração que representa a formação de hélio por fusão nuclear.

A intenção do autor, na figura 21 é mostrar um esquema simplificado sobre
a fusão nuclear, acompanhado de um texto explicativo. Mas nessa figura podem
ser encontradas várias inadequações dos conceitos químicos. Inicialmente o autor
mostra uma figura em que os modelos de átomos representados são
desproporcionais em relação ao Sol. No texto, ele explica que o hidrogênio é o
elemento de estrutura mais simples existente no Universo, tendo uma massa
atômica de 1,008. O autor não usa unidades de medida. Quando fala que na
Terra o hidrogênio se combina com o oxigênio para a formação da água, ele
deveria esclarecer que é o gás oxigênio e não o elemento oxigênio. Além disso,
ele não cita os compostos que são formados com o carbono. No círculo vermelho,
ele diz que a fusão do hidrogênio forma o hélio, mas o que ocorre é a formação de
núcleos de hélio, o que não é mostrado adequadamente na figura.
O texto traz pequenas inadequações que podem confundir o estudante e as
informações trazidas nele revelam apenas curiosidades sobre o hidrogênio.
Os demais autores também trabalham nesta mesma linha, com definições
bem sucintas sobre os elementos químicos.
Logo após o conceito de elemento químico os autores apresentam a
simbologia usada em química para a representação dos elementos. Os livros
trazem o mesmo padrão de representação, isto pode ser visto na figura 22,
seguindo as recomendações da IUPAC. 


Figura 22. Esquema geral para a representação simbólica dos elementos químicos.


O número de massa é representado por A e o número atômico é representado por Z.
Os últimos conceitos sobre a estrutura da matéria se referem as
semelhanças entre átomos: isótopos, isótonos e isóbaros.
De maneira geral, os autores usam alguns recursos como fotos ou
desenhos que retratam de um modo simplificado as semelhanças entre os
átomos. Eles explicam que os isótopos são átomos de um mesmo elemento
químico que possuem o mesmo número atômico (ou número de prótons) e diferem
nos números de massa e de nêutrons. Não há uma abordagem histórica deste
assunto em nenhum livro. Os isótonos são átomos de elementos diferentes que
possuem o mesmo número de nêutrons e diferem quanto ao número de prótons e
elétrons. Por fim os isóbaros são átomos de elementos diferentes que possuem o
mesmo número de massa, mas diferentes números de prótons e nêutrons.
Nenhum livro aborda o conceito de átomos isoeletrônicos.
Os livros B, C, E e F, explicam apenas o conceito sobre isótopos e os livros
A e D, explicam o conceito de isótopos, isótonos e isóbaros, enfatizando
principalmente os isótopos. Os exemplos mais citados são os isótopos de
hidrogênio e de oxigênio, o que pode ser visto na figura 23.

Figura 23. Abordagem usada por alguns livros para explicar o conceito de isotopia.

A figura 23 mostra a abordagem mais comum nos livros. Os autores apenas
apresentam a definição conceitual sobre os isótopos e fornecem alguns exemplos.
No quadro 1, o autor define os isótopos corretamente, mas no exemplo citado, que faz referência à presença de isótopos num copo de água, ele deixa a impressão de que as moléculas de água formadas por diferentes isótopos também têm as mesmas propriedades químicas. Sabe-se que a água pesada (D2O) tem
propriedades químicas diferentes da água (H2O) como, por exemplo, a massa
molar. Outra observação que ele faz no texto refere-se a abundância dos isótopos, afirmando que a abundância dos isótopos é normalmente diferente e que a cada 10000 átomos de oxigênio, 9976 são de oxigênio 16, 4 são de oxigênio 17 e 20
são de oxigênio 18. Ele não deixa claro se essa diferença é de lugar para lugar ou entre os elementos. Esta inadequação da linguagem nos textos faz com que o estudante possa ter uma interpretação equivocada sobre o fenômeno. O círculo vermelho, marcado no quadro 2, mostra o autor fazendo uma comparação dos isótopos à uma pessoa que possua um único RG e várias contas bancárias. A analogia utilizada é inadequada, pois os isótopos são constituídos de átomos diferentes de um mesmo elemento químico. O quadro 3, mostra uma definição sucinta e conceitual, sem muitas observações.
Os livros também exploram uma imagem interessante quando tratam de
isotopia. Eles comentam sobre os isótopos radioativos existentes e aproveitam
para descrever alguns processos nucleares. Alguns exemplos são: a fusão e a
fissão nuclear, as bombas atômicas e suas destruições ao longo da historia, os
efeitos da radioatividade, a energia nuclear como fonte alternativa de energia, etc.
Isto pode ser observado na figura 24.

Figura 24. Ilustrações sobre a radioatividade.

As ilustrações na figura 24 são um exemplo de que o assunto radioatividade ganha destaque em alguns livros. Os textos fazem referência aos males causados pela radiação ou tratam apenas com uma informação num contexto histórico.
Talvez este não seja o melhor caminho para alcançar a atenção do estudante.
Retratar as coisas ruins pode dar a impressão de a química é uma ciência que causa prejuízos a sociedade. Além disso, as ilustrações sobre as reações
nucleares são complexas para este nível de escolaridade, provavelmente é uma
imagem sem muitos significados para o estudante, a não ser no sentido negativo.

Os livros didáticos possuem algumas inadequações nos textos e nas figuras
que talvez possam interferir no aprendizado dos alunos. Os modelos atômicos
abordados são apresentados em uma linha histórica e muitas vezes são
adaptados para facilitar o entendimento. Alguns autores cometem alguns erros
quando abordam, equivocadamente, os modelos atômicos e, muitas vezes, criam seus próprios modelos para facilitar as explicações.

Tasca, Rodolfo Aureo. Estrutura da matéria e tabela periódica no ensino de ciências para a 8. série - Caminhos alternativos no ensino de química / Rodolfo Áureo Tasca. -- Campinas, SP: [s.n], 2006.
Orientador: José de Alencar Simoni.
Dissertação - Universidade Estadual de Campinas, Instituto de Química.
1. Ensino. 2. Modelos. 3. Átomo. 4. Jogos. 
I. Simoni, José de Alencar. II. Universidade Estadual de Campinas. Instituto de Química. III. Título