Mayara Polyana Dantas Felipe Clemente

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Mayara Polyana Dantas Felipe Clemente

“ANÁLISE DAS AVALIAÇÕES REALIZADAS NA DISCIPLINA DE

ARQUITETURA ATÔMICA E MOLECULAR NO CURSO DE QUÍMICA,

MODALIDADE A DISTÂNCIA DA UFRN.”

Dissertação realizada e apresentada ao Programa de Pós Graduação em Química do Instituto de Química da Universidade Federal do Rio Grande do Norte – UFRN em preenchimento dos requisitos para a obtenção do grau de mestre em Química. Orientadora: Profa. Dra. Ana Cristina Facundo de Brito Pontes.

NATAL – RN

2014

Seção de Informação e Referência

Catalogação da Publicação na Fonte. UFRN / Biblioteca Central Zila Mamede

Clemente, Mayara Polyana Dantas Felipe.

Análise das avaliações realizadas na disciplina de Arquitetura

Atômica e Molecular no curso de Química, modalidade a distância da

UFRN. / Mayara Polyana Dantas Felipe Clemente. – Natal, RN, 2014.

144 f. : il.

Orientadora: Ana Cristina Facundo de Brito Pontes.

Dissertação (Mestrado em Química) – Universidade Federal do

Rio Grande do Norte. Centro de Ciências Exatas e da Terra. Instituto

de Química. Programa de Pós-graduação em Química.

1. Ensino de química – Dissertação. 2. Estrutura atômica –

Dissertação. 3. Dificuldades de aprendizagem – Dissertação. 4.

Estratégias metodológicas – Dissertação. 5. Arquitetura atômica e

molecular – Dissertação. I. Pontes, Ana Cristina Facundo de Brito. II.

Universidade Federal do Rio Grande do Norte. III. Título.

RN/UF/BCZM CDU 54:378.147

3

DEDICATÓRIA

Dedico este trabalho aos meus pais,

Paulo Felipe Lima e Gesislaine Dantas Felipe;

ao meu esposo, Grelson Freitas Clemente; e

ao meu irmão, Davi Dantas Felipe, que, como

família, sempre me apoiaram e me ajudaram

durante o Mestrado dando-me incentivo.

4

AGRADECIMENTOS

Primeiramente ao meu Deus por me dar sabedoria para produzir este

trabalho;

Aos meus pais, Paulo Felipe Lima e Gesislaine Dantas Felipe, pelos

ensinamentos, valores e apoio a mim dado, e, principalmente, por eu ter a

certeza de que posso contar com eles em qualquer momento de minha vida;

Ao meu esposo, Grelson Freitas Clemente, por estar sempre presente me

incentivando com carinho e dedicação;

À minha orientadora Profa. Dra. Ana Cristina Facundo de Brito por todo

empenho, sabedoria, compreensão e, acima de tudo, exigência.

Ao corpo docente do curso de Pós-Graduação em Química;

À Coordenação de Aperfeiçoamento do Pessoal do Ensino Superior

(CAPES) pela bolsa concedida;

Enfim, a todos que de forma direta ou indireta acreditaram em mim e me

ajudaram a vencer mais uma etapa da vida.

5

RESUMO

O campo da educação é muito rico e nos possibilita a investigação em

vários aspectos. A área de ensino de química vem crescendo cada vez mais, e

um aspecto importante que essa área vem pesquisando é sobre as dificuldades

de aprendizagem dos alunos. A abordagem dos temas estrutura atômica e

ligações químicas são desenvolvidos no Ensino Médio e apresentam muitos

problemas que, muitas vezes, são trazidos para o ensino superior se tornando

um obstáculo para o avanço do aprendizado. É necessário que esses temas

iniciais – a estrutura atômica e as ligações químicas – sejam bem

compreendidos pelo aluno para que os demais conteúdos de Química sejam

entendidos com mais facilidade. Neste trabalho tem-se como objetivo geral,

analisar os erros e as dificuldades apresentados nas avaliações da disciplina

Arquitetura Atômica e Molecular, dos alunos do curso de graduação em Química

– EAD, com relação ao conteúdo de “Estrutura Atômica e Ligação Química”,

através das avaliações realizadas pelos alunos e o Ambiente Virtual de

Aprendizagem (AVA), levando em consideração as atividades realizadas,

discussão no fórum e acesso aos materiais. O AVA permite a obtenção de

relatórios os quais foram utilizados para analisar quanto ao acesso/participação

para avaliar sua contribuição na aprendizagem e sua relação com o resultado

final (aprovado/reprovado). Foi possível observar que os erros mais frequentes

nas avaliações estão relacionados à parte inicial da química que é a

compreensão da estrutura atômica e a evolução dos modelos. Os alunos que

acessaram o material extra e participaram das atividades e fóruns, foram os

alunos que obtiveram aprovação na disciplina. Ou seja, as dificuldades iam

surgindo e ao utilizar as estratégias de ensino disponibilizadas, os alunos

conseguiam minimizar tais dificuldades, fazendo com que o seu desempenho

nas atividades e avaliações fossem melhor. Também foi observado, através da

frequência ao AVA, que a disciplina começou com uma grande desistência desde

o acesso à página como também à frequência nas provas presenciais a partir da

observação na listagem de presença das avaliações presenciais.

Palavras – Chave: ensino de química; dificuldades de aprendizagem,

estratégias metodológicas; estrutura atômica, arquitetura atômica e molecular.

6

ABSTRACT

The field of education is very rich and allows us to research in various

aspects. The area of chemical education has been growing more and more, and

an important aspect that has been researching this area is about the learning

difficulties of students. The approach of the themes atomic structure and

chemical bonds are developed in high school and have many problems that are

often brought to higher education becoming an obstacle to the advancement of

learning. It is necessary for these initial themes - the atomic structure and

chemical bonds - are well understood by the student to the other contents of

Chemistry will be understood more easily. This paper aims to describe, analyze

errors and difficulties presented in the assessments of the discipline Atomic and

Molecular Architecture, the students of the degree course in Chemistry - EAD,

with respect to the contents of " Atomic Structure and Chemical Bonding ", by of

the assessments made by the students and the Virtual Learning Environment

(VLE), taking into account the activities , discussion forum and access to

materials . AVA allows obtaining reports which were used to analyze regarding

access / participation to assess their contribution to learning and its relation to the

final result (pass / fail). It was observed that the most frequent errors in the

assessments are related to the early part of the chemistry that is the

understanding of atomic structure and evolution models. Students who accessed

the extra material and participated in the activities and forums were students who

achieved success in the course. Ie, the difficulties were emerging and the use of

available teaching strategies, students could minimize such difficulties, making

their performance in activities and assessments were better. Was also observed

by attending the AVA, the discipline began with a large withdrawal from the page

access as well as the frequency of face- evidence from observation in Listing

presence of classroom assessments.

Keywords: chemistry teaching; learning difficulties, methodological strategies;

atomic structure, atomic and molecular architecture.

7

LISTA DE FIGURAS

Figura 01 – Localização dos polos de apoio que ocorre a oferta de cursos da

UFRN .............................................................................................................. 22

Figura 02 – Estrutura do dióxido de carbono (CO2) ........................................ 30

Figura 03 – Estrutura do dióxido de enxofre (SO2) ......................................... 31

Figura 04 – Estrutura da água (H2O) .............................................................. 31

Figura 05 – Diagrama de energia da molécula de H2 ..................................... 33

Figura 06 – Diagrama de energia da molécula de He2 ................................... 34

Figura 07 – Estrutura de bandas de energia .................................................. 37

Figura 08 – Desempenho dos alunos na questão 01, objetiva da primeira

avaliação de Arquitetura Atômica e Molecular ................................................ 48

Figura 09 – Desempenho dos alunos na questão 02, objetiva da primeira


Figura 10 – Resposta (I) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da

primeira avaliação. .......................................................................................... 56

Figura 11 – Resposta (II) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da


Figura 12 – Resposta (III) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da


Figura 13 – Resposta (IV) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da

primeira avaliação ........................................................................................... 57

Figura 14 – Resposta (I) de aluno à questão discursiva 01 da primeira avaliação

......................................................................................................................... 60

Figura 15 – Resposta (II) de aluno à questão discursiva 01 da primeira avaliação

......................................................................................................................... 60

Figura 16 – Resposta (III) de aluno à questão discursiva 01 da primeira

avaliação ......................................................................................................... 61


......................................................................................................................... 63

8


......................................................................................................................... 65

Figura 19 – Resposta (II) de aluno à questão discursiva 03 da primeira avaliação

......................................................................................................................... 66

Figura 20 – Desempenho dos alunos na questão 1.1 objetiva da segunda










Figura 25 - Desempenho dos alunos na questão 5.2 objetiva da segunda








Figura 29 – Resposta (I) de aluno à questão 04 da avaliação de recuperação

....................................................................................................................... 107

Figura 30 - Resposta (II) de aluno à questão 04 da avaliação de recuperação

....................................................................................................................... 108

Figura 31 – Resposta (I) correta à questão discursiva 01 da primeira avaliação

....................................................................................................................... 109

Figura 32 – Resposta (II) correta à questão discursiva 01 da primeira avaliação

....................................................................................................................... 109

9


....................................................................................................................... 110

Figura 34 – Resposta (II) correta à questão discursiva 02 da primeira avaliação

....................................................................................................................... 110


....................................................................................................................... 111

Figura 36 – Acesso á página da disciplina, a fim de observar as expectativas de

resposta das aulas ........................................................................................ 120

Figura 37 – Acesso á página da disciplina, a fim de observar os materiais extra

disponibilizados ............................................................................................. 121

Figura 38 – Acesso á página da disciplina, a fim de observar os vídeos ..... 121

10

LISTA DE QUADROS

Quadro 01 – Cursos de química à distância no Brasil, por região .................. 18

Quadro 02 – Aulas da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular, e seus

objetivos, retirados do material da disciplina ................................................... 40

Quadro 03 – Grau de dificuldade das questões – Avaliações da disciplina

Arquitetura Atômica e Molecular – UFRN 2012.1. ........................................... 45

Quadro 04 - Desempenho dos alunos na questão 03 para completar da primeira


Quadro 05 – Desempenho dos alunos na questão 04 para completar da primeira


Quadro 06 – Desempenho dos alunos na questão 01 discursiva da primeira






Quadro 09 – Desempenho dos alunos na questão 3.1 discursiva da primeira


Quadro 10 – Desempenho dos alunos na questão 2.1 discursiva da segunda








Quadro 14 - Desempenho dos alunos na questão 3.3 discursiva da segunda


11


avaliação de Arquitetura Atômica e Molecular .............................................. 101







Quadro 19 – Participação dos alunos em cada fórum de discursão ............. 118

Quadro 20 – Frequência dos alunos ás avaliações, por polo ....................... 123

Quadro 21 – Percentual de reprovações no semestre 2009.1 ..................... 125

Quadro 22 - Percentual de reprovações no semestre 2009.2 ...................... 126






12

SUMÁRIO

I. INTRODUÇÃO .............................................................................................. 14

1. O Ensino de Química ................................................................................ 14

1.1. Educação à Distância (EaD) ............................................................... 15

1.2. A Educação à distância na UFRN ...................................................... 21

2. Evolução dos modelos atômicos ............................................................... 23

3. Ligações Químicas .................................................................................... 28

3.1. Ligação Covalente ................................................................................ 28

3.2. Ligação Iônica ....................................................................................... 34

3.3. Ligação Metálica ................................................................................... 34

4. Dificuldades de aprendizagem no conteúdo de modelos atômicos .......... 37

5. Caracterização da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular – componente

curricular do curso de Química - EAD ........................................................... 39

II. OBJETIVOS ................................................................................................. 43

2.1. Objetivo Geral ........................................................................................ 43

2.2. Objetivos Específicos ............................................................................. 43

III. METODOLOGIA ......................................................................................... 44

IV. RESULTADOS E DISCUSSÃO .................................................................. 46

4. Análise das provas .................................................................................... 46

4.1. Análise das provas da unidade I ......................................................... 46

4.1.1. Análise das questões objetivas ........................................................ 46

4.1.2. Análise das questões discursivas .................................................... 58

4.2. Análise das provas da unidade II ........................................................ 68

4.2.1. Análise das questões objetivas e para completar ............................ 68

4.2.2. Análise das questões discursivas .................................................... 89

4.3. Erros e dificuldades mais frequentes na avaliação de recuperação . 107

4.4. Questões respondidas corretamente por alunos que participaram dos

fóruns de discussão ................................................................................. 108

13

4.5. Discussão da análise das questões e suas dificuldades ................. 111

4.6. Análise da participação dos alunos nos fóruns de discussão ........... 118

4.7. Análise quanto ao acesso aos vídeos e materiais disponibilizados na

página da disciplina ................................................................................. 119

4.8. Análise da participação dos alunos nos questionários avaliativos .... 122

4.9. Análise da frequência dos alunos ás avaliações .............................. 122

4.10. Disciplinas com maior percentual de reprovações de 2009.1 á 2012.1

do curso de licenciatura em Química – EaD - UFRN ............................... 123

V. CONCLUSÕES .......................................................................................... 130

REFERÊNCIAS .............................................................................................. 133

ANEXO .......................................................................................................... 141

14

I. INTRODUÇÃO

1 - O Ensino de Química.

Schnetzler (2002) afirma que a pesquisa em ensino de química deve seu

desenvolvimento à alguns marcos principais; o primeiro deles foi a criação da

Sociedade Brasileira de Química (SBQ), em 1977, pois a SBQ tem a finalidade,

como afirma o artigo 2º do seu Estatuto, de "congregar químicos ou outras

pessoas que trabalham e tenham interesse em química, com a finalidade de

desenvolver, divulgar e promover o desenvolvimento da pesquisa, da educação

e das aplicações práticas da química, zelando pelo alto nível científico da

química no País".

Os registros sobre o crescimento da pesquisa em ensino de química vêm

sendo realizado desde então, mas sabe-se que essa área de pesquisa já existia

antes, e que a criação da SBQ veio congregar pesquisadores que estavam

dispersos em diferentes regiões e Universidades do Brasil. As ações que

possibilitaram essa congregação foram a realização de Encontros Nacionais e

Regionais de Ensino de Química no Brasil, como exemplo, o 1º Encontro

Nacional de Ensino de Química (ENEC), que ocorreu no Instituto de Química da

UNICAMP, no ano de 1982, com, aproximadamente, 300 professores

participando.

Na primeira Reunião Anual da SBQ (Sociedade Brasileira de Química)

realizada em São Paulo no ano de 1978, os participantes discutiam a situação

do ensino médio da química na época, propondo caminhos que permitisse

espaço na comunidade química para estudos e pesquisas em ensino de

química. (Schnetzler, 2002).

Atualmente, pode-se observar o incentivo á pesquisa na área de ensino

de química, com agencias de fomento que financiam pesquisas científicas, como

o CNPq (Conselho Nacional de Desenvolvimento Científico e Tecnológico) que

oferece bolsas e auxílios para a implementação de projetos de pesquisa e

participação em congressos. Também pode ser citado a CAPES (Coordenação

de Aperfeiçoamento de Pessoal de Nível Superior) com bolsas e auxílios à

projetos de pesquisa, como o PIBID (Programa Institucional de Bolsa de

Iniciação à Docência) que é um programa, com ofertas de bolsas para alunos,

15

voltado para o aperfeiçoamento de alunos de licenciatura para a educação

básica. Outro exemplo a ser citado, é o PET (Programa de Educação Tutorial)

que é um programa que estimula a pesquisa e extensão universitária onde

alunos, são selecionados pelas instituições de ensino superior e se reúnem em

grupos com a tutoria de um professor; esse programa esteve vinculado a

CAPES até 1999 e depois passou para o Ministério da Educação.

O desenvolvimento dessa área pode ser evidenciado através do número

de trabalhos apresentados nas Reuniões Anuais da SBQ, e as publicações na

seção educação da revista Química Nova, e que posteriormente levou à criação

da revista Química Nova na Escola. (Schnetzler, 2002).

A maioria desses trabalhos são voltados ao ensino de química, quanto

aos aspectos educacionais, mostrando interesse e preocupação quanto á esse

ensino tido por muitos como de difícil aprendizagem. (Schnetzler, 2002).

Essa dificuldade se deve ao fato de que muitos conteúdos químicos

possuem caráter abstrato e por isso para ensinar essa disciplina o professor

precisa utilizar uma extensa lista de estratégias que possibilitem aos alunos a

compreensão do conteúdo.

1.1 - Educação à Distância (EaD).

A primeira notícia que se tem registrada sobre a Educação à Distância

(EaD) é de 20 de março de 1728, quando houve o anúncio de aulas por

correspondência ministradas por Caleb Philips, na Gazette de Boston, EUA;

como nos mostra FARIA e SALVADORI (2010). Posteriormente, surgiram alguns

fatos que marcaram o surgimento da EaD, e alguns serão citados a seguir.

Em 1840, na Grã Bretanha, o curso de taquigrafia por correspondência

era oferecido por Isaac Ptman. Em 1882, na Universidade de Chicago, surgiu o

primeiro curso universitário por EaD, onde o material era enviado para os alunos

através dos correios. Calvert School, em Baltimore, EUA, no ano de 1906, foi a

primeira escola primária a oferecer cursos por correspondência. Programas de

ensino por correspondência foram adotados pela Universidade de Queensland,

na Austrália, no ano de 1910. A Open University, na Inglaterra, iniciou seus

cursos nessa modalidade de ensino em 1970 e se tornou referência mundial.

(FARIA e SALVADORI, 2010)

16

No período de 1960 a 1990, os avanços tecnológicos levaram o ensino a

acompanhar essas transformações, assim ocorreu uma integração dos meios de

comunicação audiovisuais (telefone, rádio, televisão), o material informático

(softwares, CD – ROM), o material telemático como o correio eletrônico, e a

partir de 1990, ocorreu a integração de redes de conferência utilizando

computadores e estações de trabalho multimídia. (FARIA e SALVADORI, 2010)

O marco inicial da EaD, no Brasil, foi a criação, pelos membros da

Academia Brasileira de Ciências, da Rádio Sociedade do Rio de Janeiro, entre

1922 - 1925; e os cursos por correspondência da Marinha do Brasil (OLIVEIRA,

2006). Existem registros de algumas instituições que utilizavam cursos por

correspondência, como por exemplo, o Instituto Rádio Técnico Monitor, em São

Paulo, fundado, em 1939, pelo húngaro Nicolás Goldberger; o Instituto Universal

Brasileiro, fundado em 1941, com cursos técnicos por correspondência. Em

1943, encontram-se registros de programas radiofônicos através da Escola

Rádio Postal de "A Voz da Profecia", da Igreja Adventista, que oferecia cursos

bíblicos por correspondência; e, em 1946, o Senac começou a utilizar os cursos

por correspondência, e desenvolveu a Universidade do Ar do Rio de Janeiro e

São Paulo. Em 1959, a Igreja Católica criou, através da diocese de Natal/RN,

escolas radiofônicas; e, em 1960 ocorreram os primeiros registros da utilização

da televisão na EaD no Brasil. Mas, mesmo havendo esse crescimento da EaD

no Brasil, em 1969, as iniciativas artísticas e educacionais pararam, e a EaD via

rádio ficou desestruturada.

Na década de 70, houve a capacitação de professores por meio da

Associação Brasileira de Teleducação (ABT) e o MEC, através dos Seminários

Brasileiros de Tecnologia Educacional, na forma de Educação à Distância. Em

1972, foi criado o Programa Nacional de Teleducação - Prontel. Esse programa

coordenaria e apoiaria a teleducação no Brasil. O Prontel foi, em seguida,

substituído pela Secretaria de Aplicação Tecnológica - SEAT, que foi extinta.

Em 1978, foi criado o telecurso 2º grau, com aulas ministradas pela

televisão, com a finalidade de preparar alunos para exames supletivos de 2º

grau. Em 1979, a Coordenação de Aperfeiçoamento do Pessoal de Ensino

Superior (CAPES) fez experimentos no interior do país para formação de

professores por meio da implantação da Pós-Graduação Experimental a

Distância.

17

Em 1990, as emissoras não tiveram mais a obrigação de transmitir

programas educativos, algo que era obrigação anteriormente, e a EaD teve uma

grande queda. Com o passar do tempo e o avanço das novas tecnologias, os

computadores passaram à auxiliar a educação a distância, como por exemplo,

com acessos à internet, à diversos formatos de arquivos (Word, pdf, fotos,

gráficos, vídeos e etc).

Em 27 de maio de 1996 por meio do decreto nº 1.917, o Ministério da

Educação cria a Secretaria de Educação a Distância (SEED/MEC). Ainda no ano

de 1996 a SEED fez a estreia do canal TV Escola e na III Reunião Extraordinária

do Conselho Nacional de Educação (CONSED) apresentou o documento-base

para o programa Informática na Educação. Em 1997, após várias reuniões, foi

lançado o Proinfo – Programa Nacional de Informática na Educação, que

buscava implantar laboratórios de computadores em escolas públicas de ensino

básico no Brasil. Assim, a SEED é um agente de inovação tecnológica onde

implanta as tecnologias de informação e comunicação (TICs) para o auxílio á

aprendizagem, como também técnicas voltadas à educação à distância.

A legalização de cursos à distância no Brasil ocorreu com a LDB (Lei de

Diretrizes e Bases da Educação Nacional), lei nº 9394, de 20 de dezembro de

1996, Art. 80, Título VIII, dispõe sobre o ensino à distância, incentivando

desenvolvimento da EAD; os níveis e modalidades de ensino que abrangem; as

instituições que podem oferecer essa modalidade de ensino; dentre outras

determinações. Com o Decreto nº 5.800 de 8 de junho de 2006 o Ministério da

Educação cria, a Universidade Aberta do Brasil (UAB), com o objetivo de

desenvolver um sistema de EaD em nível superior de forma integrada

nacionalmente, ofertando cursos superiores a distância em instituições públicas.

A SEED, no segundo mandado do presidente Lula, foi incorporada a CAPES, em

janeiro de 2011.

A educação a distância nas Universidades Públicas foi impulsionada pelo

financiamento da UAB a projetos voltados para a formação de professores que

já atuavam em sala de aula, mas não possuíam o diploma. Em 2006 surge a

oferta do curso piloto de Admistração Pública, voltado aos funcionários do Banco

do Brasil. Assim a educação a distância passa a fazer parte do cotidiano das

Instituições de Ensino Superior, contribuindo como uma alternativa para sua

expansão. (COSTA, 2012)

18

De acordo com a CAPES, a região com maior oferta do curso de química

à distância é a região Nordeste, com 12 instituições disponibilizando o curso. Em

seguida, temos a região Sudeste com 07 instituições e a região Norte com 05

instituições. As regiões Centro-Oestre e Sul possuem apenas 01 instituição com

o curso de química à distância. Esses dados podem ser melhor observados no

quadro 01.

Quadro 01 - Cursos de química à distância no Brasil, por região.

CURSO MODALIDADE INSTITUIÇÃO REGIÃO

Química Formação

Pedagógica

Universidade Federal do Vale

do São Francisco (UNIVASF)

Nordeste

Química Licenciatura Instituto Federal de

Educação, Ciência e

Tecnologia do Maranhão

(IFMA)

Química Licenciatura Universidade do Estado da

Bahia (UNEB)

Química Licenciatura Universidade Estadual do

Alagoas (UNEAL)


Ceará (UECE)

Química Licenciatura Universidade Federal do

Piauí (UFPI)

Química Licenciatura Universidade Estadual da

Paraíba (UEPB)


Maranhão (UFMA)


Ceará (UFC)

Química Licenciatura Universidade Federal Rural

do Semi-Árido (UFERSA)

Química Licenciatura Universidade Federal do Rio

Grande do Norte (UFRN)

19

Química Licenciatura Universidade Federal de

Sergipe (UFS)


Espírito Santo (UFES)

Sudeste


Minas Gerais (UFMG)

Química Licenciatura Universidade Federal de Juíz

de Fora (UFJF)

Química Licenciatura Universidade Federal dos

Vales do Jequitinhonha e

Mucuri (UFVJM)


Norte Fluminense Darcy

Ribeiro (UENF)

Química Licenciatura Universidade Federal do Rio

de Janeiro (UFRJ)


Alfenas (UNIFAL – MG)


Tocantins (UFT)

Norte

Ciências

Naturais –

Habilitação:

Biologia,

Física e

Química.

Licenciatura Universidade do Estado do

Pará (UEPA)



Tecnologia do Pará (IFPA)


Amazonas (UFAM)


Pará (UFPA)

20



Tecnologia de Mato Grosso

(IFMT)

Centro-

Oeste


Santa Catarina (UFSC)

Sul

Fonte: http://www.uab.capes.gov.br/ Acessado em 13 de março de 2013.

O avanço da EaD no Brasil pode ser dividido em três categorias, ou três

modelos que são chamadas de "Modelo da Primeira Geração", "Modelo da

Segunda Geração" e "Modelo da Terceira Geração". (MENDES et al, 2010)

No Modelo da Primeira Geração, destaca-se como característica principal

a mídia impressa, ou seja, o ensino por correspondência (cursos

profissionalizantes e supletivos). No Modelo da Segunda Geração, com o

avanço tecnológico passa-se a utilizar o ensino multimídia, caracterizada pela

utilização de mídias de comunicação como rádio, televisão, fitas de áudio,

conferências por telefone, etc. E o Modelo da Terceira Geração é o atual, onde

vemos as TICs (Tecnologias da Informação e Comunicação) e os AVA

(Ambientes Virtuais de Aprendizagem).

Segundo Varella (2002, apud FRANCISCO e OLIVEIRA, 2006), o

Ambiente Virtual de Aprendizagem (AVA) permite a criação de uma universidade

virtual, e dessa forma o acesso é fácil, independente da localização geográfica

do aluno, permitindo o acesso às funções necessárias á um curso á distância.

Na EaD, a interação entre aluno e professor pode ocorrer de duas formas:

quando aluno e professor interagem de forma simultânea (interação síncrona),

isto é, a comunicação on-line ocorre em tempo real, no mesmo instante; como

exemplo têm os chats; a segunda é quando ela ocorre em momentos diferentes

(interação assíncrona), onde a comunicação on-line ocorre de acordo com a

disponibilidade/necessidade de cada um; como exemplo pode-se citar os fóruns,

envio de atividades, dentre outros.

Esse tipo de interação só é possível devido às TICs (Tecnologias de

Informação e Comunicação), pois foi por meio do seu desenvolvimento que

surgiram as chamadas "salas de aulas virtuais", que são ambientes virtuais, que

fazem uso da internet, para simular um ambiente de sala de aula, onde os

http://www.uab.capes.gov.br/

21

professores e alunos contam com ferramentas como fóruns de discussão, chats,

correios eletrônicos, dentre outros, para disponibilizar materiais didáticos, tirar

dúvidas, enfim, orientar o aluno nos seus estudos e autonomia.

NETO, et al. (2011) mostram que as TIC's oferecem formas de melhorar a

aprendizagem, pois auxiliam na construção de um ensino mais construtivo,

colocando de lado o ensino tradicional.

A interação é fundamental para a construção do conhecimento. Antes,

essa interação era um desafio para a educação à distância, mas com a presença

das TIC's na EaD, essa barreira foi quebrada. As TIC's se tornaram facilitadoras

nas interações aluno - professor, aluno - tutor, aluno - aluno e aluno - objeto de

estudo.

Dessa forma, a EAD é uma modalidade de ensino caracterizada pela

flexibilidade que as várias formas de tecnologia proporcionam. Essas novas

tecnologias da informação fazem com que o aprendizado seja mais interativo e

autônomo, ou seja, o aluno pode acessar o material em todo tempo e em

qualquer lugar, necessitando apenas de um computador ligado à internet, e/ou

material didático (FARIA e SALVADORI, 2010).

NAKAHARA (2010) mostra que a distância física faz com que os alunos

se interessem pela educação à distância, pois dessa forma, todos têm acesso à

educação, mesmo estando em lugares distantes ou de difícil acesso.

Segundo Filho (2003), a educação à distância não significa uma forma

mais rápida ou mais simples de aprendizagem, pois o referencial teórico-prático

utilizado para as duas formas de ensino (presencial e à distância) é o mesmo.

1.2 - A Educação à distância na UFRN.

A educação à distância na Universidade Federal do Rio Grande do Norte

(UFRN) foi iniciada com a criação, em junho de 2003, da SEDIS (Secretaria de

Educação a Distância), pela UFRN. A SEDIS foi criada com o intuito de levar

ensino superior à regiões que não possuem estrutura para o ensino superior

presencial, de forma à ampliar as formas de acesso ao ensino superior. (NETO e

PAIVA, 2012).

Foi a SEDIS que, juntamente com professores de diversos departamentos

da instituição, implementaram os cursos superiores de licenciatura em Química,

22

Física, Matemática, juntamente com o bacharelado em administração pública no

ano de 2005. Em anos posteriores foram ofertados os cursos de licenciatura em

Ciências Biológicas e Geografia, além dos cursos de bacharelado em

Administração e Administração Pública. A primeira oferta para os cursos de

Química, Física e Matemática ocorreu em 2005, com ofertas em 10 polos nos

estados do Rio Grande do Norte - RN, Paraíba - PB, Pernambuco - PE e

Alagoas - AL. (NETO e PAIVA, 2012).

Em 2010, foram implementados os cursos de Pedagogia, Educação

Física e Letras, por essa mesma secretaria. A UFRN oferece, atualmente, 09

cursos de graduação, sendo 01 de bacharelado, 08 de licenciatura, 07 cursos de

extensão, 01 mestrado em matemática e 03 especializações.

Durante o período de criação e desenvolvimento da SEDIS, 20

professores participaram de concurso e foram contratados para atuar

diretamente com a educação à distância, sendo posteriormente alocados em

departamentos e centros dos cursos à distância, em 2011.

Atualmente a SEDIS atua em 21 polos de apoio, como pode ser

observado na figura 01, sendo 7 desses fora do estado do Rio Grande do Norte.

Figura 01 – Localização dos polos de apoio que ocorre a oferta de cursos da

UFRN.

23

O curso de Licenciatura em Química tem definido no seu projeto político

pedagógico a utilização de material didático impresso, elaborado por professores

da instituição, onde os alunos tem acesso no inicio do semestre, nas disciplinas

em que estejam regularmente matriculados. O ambiente virtual de aprendizagem

(AVA) utilizado pela EaD na UFRN é o Moodle Acadêmico. O Moodle

disponibiliza muitas ferramentas para auxiliar a aprendizagem, como fóruns de

discussão, chats, questionários avaliativos, áreas para a postagem de arquivos

em formatos diversos, inserção de vídeo aulas, enfim, muitos meios que

colocam professor/aluno/tutor bem próximos. (NETO e PAIVA, 2012).

Além dos professores, a EaD também utiliza tutores de duas categorias:

presenciais (presente no polo) e a distância (forma uma equipe junto com o

professor), que participam de uma seleção interna para a escolha dos mesmos.

Os alunos dos cursos à distância da UFRN estão distantes fisicamente,

mas, devido aos diversos meios de comunicação/interação entre

professor/aluno/tutor, essa distância é diminuída, minimizando possíveis

prejuízos causados pela distância física. Todas as ferramentas e recursos são

utilizados de forma a intermediar o aprendizado, visando torná-los autônomos na

busca do conhecimento.

2 - Evolução dos modelos atômicos.

Com a finalidade de explicar a constituição e as transformações

observadas na matéria, os filósofos gregos se questionaram sobre sua natureza

e composição. Para Leucipo e Demócrito, seu seguidor, seria formado por

partículas indivisíveis muito pequenas, chamadas de átomos, e pelo vazio.

Mas, esse pensamento de que a matéria seria formada por partículas

indivisíveis (átomos) começou a ser questionado com o surgimento da corrente

de pensamento formulada por Platão e Aristóteles (os antiatomistas). Os

mesmos afirmavam que não poderiam existir partículas indivisíveis, ou seja, que

a matéria era contínua e não atômica.

A partir daí, o pensamento atomístico da matéria se enfraqueceu por

alguns séculos, passando a dominar a teoria proposta por Aristóteles.

No século XVII, o pensamento atomístico voltou quando cientistas

24

procuravam explicar as propriedades dos gases, pois fazia mais sentido pensar,

por exemplo, que o ar era formado por partículas indivisíveis muito pequenas.

Com os filósofos gregos dando lugar ao método científico, no século XVIII,

o pesquisador Lavoisier consagrou o uso da balança como um instrumento para

pesquisas, e com a consolidação do atomismo, através de trabalhos realizados

por vários cientistas, foram estabelecidas as leis ponderais: Lei da Conservação

das Massas ou Lei de Lavoisier, em 1760; Lei das proporções definidas ou Lei

de Proust, em 1800; e Lei das proporções múltiplas ou Lei de Dalton, em 1803.

Tomando como bases as Leis ponderais, John Dalton (1808) propôs sua

teoria atômica em que a matéria era formada por átomos que são as menores

partes de um elemento (esfera maciça, indivisível, muito pequena e que durante

as reações químicas se recombinam formando novas substâncias).

Com o desenvolvimento de métodos que analisavam mais

detalhadamente a natureza da matéria, os cientistas começaram a perceber que

o átomo era mais complexo do que apenas partículas indivisíveis.

Ainda durante o século XVII, os cientistas começaram a estudar sobre a

descarga elétrica dentro de tubos evacuados, produzindo radiação dentro dos

mesmos. Essa radiação foi chamada de raios catódicos, pois os elétrons se

movimentavam saindo do eletrodo negativo (catodo) para o eletrodo positivo

(anodo). Através de experimentos com os raios catódicos observou-se que eles

eram desviados por campos elétricos ou magnéticos, e dessa forma continham

carga elétrica.

Thomson, cientista britânico, observou as propriedades desses raios e em

1897, através de um artigo, concluiu que os raios catódicos são jatos de

partículas de massa, carregadas negativamente (elétrons).

Thomson também fez experimentos com tubos de raios catódicos, e

medindo os feitos dos campos elétricos e magnéticos foi possível calcular o valor

da proporção carga-massa do elétron, encontrando 1,76 x 108 coulomb1 por

grama. Em 1909, Robert Millikan mediu a carga de um elétron, onde se

observou que as cargas eram sempre múltiplos de 1,6 x 10-19 C, o que o fez

concluir que esse valor era referente a carga de um elétron.

Em seus experimentos Michael Faraday observou que quando uma

corrente elétrica passava através de soluções de alguns tipos de substância,

eram provocadas reações químicas. Assim foi visto que a quantidade de

25

eletricidade utilizada e a quantidade de substâncias que reagiam eram

proporcionais entre si, e então as leis da eletrólise foram estabelecidas.

Após experimentos feitos por Michael Faraday, em 1834, sobre eletrólise,

40 anos depois, em 1874, George Stoney ao analisar os resultados de Faraday,

sugeriu que a eletricidade estava associada á partículas negativas. Então,

depois de comprovarem a existência de partículas de carga negativa (elétrons),

a divisibilidade do átomo foi então comprovada, surgindo assim um novo modelo

atômico proposto por Thomson.

Como resultado do conhecimento da natureza elétrica Joseph John

Thomson propôs seu modelo atômico (1897) que diz que o átomo seria

constituído por uma esfera de carga positiva homogênea, com elétrons

(partículas de carga negativa) distribuídos uniformemente em torno dela. Ao

descrever esse modelo, Thomson, por meio de estudos nos quais determinou a

relação carga/massa do elétron, já sabia que os elétrons eram bem mais leves

que o átomo num todo, pelos desvios provocados pelos raios. Estava proposto o

modelo atômico de Thomson.

Foram ocorrendo novas descobertas no campo da física, como a Teoria

dos Quanta, proposta por Max Planck, em 1900, onde a transmissão de energia

entre corpos quente seria feita através de pacotes de energia chamados de

quanta de energia. Essa transmissão seria descontínua, ou quantizada.

Para Planck, a energia de um quantum (menor quantidade de energia

absorvida ou emitida) é dada pela seguinte equação:

E = h

A energia E de um quantum é calculada fazendo o produto da constante

de Planck (h = 6,63 x 10-34 J s) pela frequência de radiação, .

Aproximadamente, cinco anos depois do surgimento da teoria do quanta,

em 1905, Albert Einstein, descreveu o Efeito Fotoelétrico, em que afirma que a

intensidade da luz se dá por número de fótons (h). Assim, quando um fóton

colide com um elétron, a energia do fóton é transferida para o elétron. Os

elétrons só serão ejetados da placa metálica quando a energia de radiação

incidente for maior que a energia que os mantém ligados á placa metálica.

Um experimento realizado por Rutherford, em 1911, juntamente com seus

alunos Geiger e Marsden, onde eles bombardearam uma fina lâmina de ouro

26

com partículas alfa (partículas positivas) do elemento polônio, comprovaram a

existência de um núcleo positivo no átomo; pois foi observado que, ao

bombardear uma fina lâmina de ouro com partículas alfa, a maioria das

partículas atravessava a lâmina de ouro sem sofrer desvios, uma pequena parte

das partículas sofriam desvios e outras eram refletidas em sentido contrário, de

onde saiam.

De acordo com esse experimento, estava comprovada a existência de um

núcleo positivo muito pequeno e denso, ao seu redor existia um grande espaço

vazio por onde as partículas alfa passavam sem sofrer grandes desvios; onde se

encontram os elétrons.

Então, Rutherford (1911), baseado em seus experimentos, propôs um

novo modelo onde o átomo era constituído por um núcleo positivo, muito

pequeno em relação ao tamanho total do átomo, mas onde continha

praticamente toda a massa do átomo; com elétrons, de pequena massa, girando

ao redor desse núcleo, formando a eletrosfera.

Entretanto o modelo de Rutherford apresentava uma falha: não explicava

como os elétrons, circulavam ao redor do núcleo contrariando as leis da

eletrodinâmica. A física conhecida na época não era capaz de justificar esse fato.

Niels Bohr, em 1913, levando em consideração a hipótese quântica de

Planck deduziu a equação de Rydberg, explicando as linhas e raias do espectro

de emissão dos átomos de hidrogênio. Essas linhas e raias do espectro são

certos comprimentos de onda emitidos da luz pelos átomos excitados.

Ele concluiu também que o átomo era constituído de um núcleo positivo,

com elétrons girando ao redor do núcleo como propôs Rutherford, mas esses

elétrons estariam fazendo uma órbita circular específica definida ao redor do

núcleo, e essas órbitas possuiriam energias diferentes, que seriam os níveis de

energia.

O átomo de hidrogênio é o mais simples que existe, pois seu núcleo

possui apenas um próton e um elétron, e para explicar a estabilidade do

hidrogênio, Bohr propôs alguns postulados.

I – Os elétrons só podem ocupar estados estacionários no átomo, com

energia fixa e definida.

II – Ao ocupar esses estados estacionários, os elétrons fazem órbitas

circulares ao redor do núcleo.

27

III – Só são permitidos estados estacionários onde o momento angular do

elétron é quantizado (energia de forma descontínua) em múltiplos inteiros de

h/2π.

IV – Não há emissão de radiação quando o elétron está no estado

estacionário, mas quando passa de um estado para outro, o elétron absorve ou

emite energia. (A energia é emitida quando o elétron passa de um estado de

maior energia para um estado de menor energia; e é absorvida, quando passa

de um estado de menor energia para um de maior energia).

Através desses postulados, as equações para os cálculos do raio das

órbitas, da energia e da velocidade do elétron foram deduzidas por Bohr.

O modelo de Bohr ficou conhecido por modelo quantizado por causa do

salto quântico proposto por Bohr, onde um elétron absorve energia ao passar

para um nível mais externo (estado excitado), ou seja, de maior energia; e emite

energia ao retornar para o nível inicial (estado fundamental), de menor energia;

essas energias emitidas pelos elétrons são quantizadas. Dessa forma Bohr

resolveu o problema de atração entre as cargas opostas, do núcleo e elétrons.

Mas, posteriormente, experimentos comprovaram que as raias espectrais

do hidrogênio se desdobravam em raias muito próximas, ou seja, níveis de

energia bem próximos.

Para explicar tal fato, em 1916, Sommerfeld generalizou a teoria atômica

de Bohr, acrescentando as órbitas elípticas quantizadas; ou seja, os elétrons não

fazem apenas movimentos circulares, mas também elípticos. E esse modelo

ficou conhecido como Modelo Atômico de Bohr – Sommerfeld.

Em 1926, Erwin Schrödinger propôs a seguinte equação de onda:

Essa equação foi formulada para descrever o comportamento dualístico

de uma partícula em três dimensões, mas só possibilita cálculos exatos para o

hidrogênio.

Atualmente, não se considera mais o termo "órbita" (trajetória

específica para elétron), que pode ser explicado pelo Princípio da Incerteza de

Heizenberg e pela dualidade onda-partícula do elétron.

A dualidade onda-partícula do elétron, que foi proposto por Louis de

Broglie, em 1924, mostra que o elétron assume também a função de onda, e por

28

assumir a função de onda não é possível definir uma trajetória para o elétron; e o

Princípio da Incerteza de Heisenberg (1925) mostra que, não é possível

determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num

determinado instante no átomo. Como não é possível determinar a trajetória do

elétron, considera-se a região de maior probabilidade de encontrar o elétron,

chamada de "orbital".

Pelo modelo atômico atual (Modelo Atômico de Schrödinger - 1927), os

elétrons realizam movimentos ondulatórios (devido a sua natureza ondulatória)

nos orbitais atômicos que são as regiões em torno do núcleo onde se tem

probabilidade de localização dos elétrons - orbital. De acordo com esse modelo

atômico, o elétron se movimenta dentro do orbital, e assemelha-se a uma nuvem

eletrônica. Ou seja, pela mecânica quântica, Schrödinger provou que nos

átomos os elétrons existem em estados discretos de energia, e um fóton de luz é

absorvido ou emitido ao passarem de um estado de transição para outro.

3 - Ligações Químicas

Por meio da estrutura eletrônica dos átomos e as propriedades periódicas

pode-se entender a reação química e como as substâncias são formadas, ou

seja, as ligações químicas realizadas.

A ligação química pode ser definida como a interação de dois ou mais

átomos dentro de uma molécula.

A forma como os elétrons se rearranjam na molécula formada numa

reação química determinará a natureza da ligação química.

3.1 - Ligação Covalente

Segundo Lewis, a ligação covalente é formada quando átomos vizinhos

compartilham um par de elétrons. Esses elétrons compartilhados são os elétrons

de valência; aqueles que estão no orbital mais externo, ou seja, de maior

energia.

O compartilhamento de um par de elétrons gera uma ligação simples; o

de dois pares de elétrons gera uma ligação dupla; e o compartilhamento de três

pares de elétrons gera uma ligação tripla. Mas podem existir pares de elétrons

29

não compartilhados, chamados de pares não ligantes ou pares isolados, que não

influenciam diretamente ligação, mas na forma da molécula e suas propriedades.

Para explicar a formação de várias moléculas, Lewis propôs a regra do

octeto, onde cada átomo compartilha elétrons com os átomos vizinhos tendendo

a atingir a estabilidade com oito elétrons no orbital mais externo, formando o

octeto (valência s2 p6 que é a configuração eletrônica estável dos gases nobres).

A regra do octeto funciona para os elementos que apresentam orbitais s e p.

Para o hidrogênio e o hélio, a tendência é alcançar o dueto, isto é,

conseguir dois elétrons no último orbital. O exemplo mais simples de ligação

covalente é o da molécula de H2, entre átomos de hidrogênio (H – H). Os átomos

de hidrogênio e hélio são uma exceção á regra do octeto, pois preenchem seu

nível de valência (orbital 1s) com apenas dois elétrons.

A partir da formação das ligações, pode-se propor uma estrutura para o

composto indicando as ligações químicas feitas (os pares de elétrons

compartilhados) e os pares de elétrons isolados, chamada de Estrutura de

Lewis.

Para que essa estrutura seja construída existem alguns passos a serem

seguidos:

1º - Fazer a configuração eletrônica dos átomos da molécula.

Essa configuração eletrônica deve ser feita utilizando o Diagrama

popularizado por Pauling, que é representado em ordem crescente de energia,

e, em seguida, organizar a configuração eletrônica em ordem de níveis

eletrônicos.

2º - Calcular o número de elétrons de valência de cada átomo.

O nível de valência é o último nível da configuração eletrônica, e a soma

total dos elétrons desse nível são os elétrons de valência, que são os de maior

energia, responsáveis pelas reações químicas que ocorrem na natureza.

Pelo fato de o nível mais externo ser o nível de maior energia, ele é o

escolhido para formar as ligações.

3º - Colocar os símbolos dos elementos participantes da molécula e seus

elétrons de valência.

4º - Ligar os átomos entre si usando um par de elétrons por ligação,

distribuindo-os de forma a ficar cada átomo com oito elétrons (elétrons ligantes +

elétrons livres).

30

5º - Se faltarem elétrons, faz-se ligações duplas ou triplas.

- MODELO DE REPULSÃO DO PAR DE ELÉTRONS NA CAMADA

DE VALÊNCIA (RPEV)

A forma como os átomos se organizam no espaço define a geometria de

uma molécula. Através desse modelo, podem-se fazer análises quanto á

geometria das moléculas, observando a repulsão causada pelos pares de

elétrons ligantes e pelos pares de elétrons não ligantes (livres). Ou seja, esse

modelo explica as formas das moléculas considerando as repulsões entre os

pares eletrônicos do nível de valência do átomo central. Essa repulsão ocorre

porque além das cargas elétricas serem de mesmo sinal, dois pares de elétrons

estão ocupando o mesmo espaço, formando as nuvens eletrônicas, então elas

tendem a ficar o mais distante possível umas das outras.

O tipo da geometria da molécula dependerá do número de pares de

elétrons ligantes e não ligantes. A seguir podem-se observar alguns exemplos:

A molécula de dióxido de carbono (CO2) possui geometria linear, pois

os átomos de oxigênio se ligam ao átomo central (carbono) por dois

pares de elétrons. Esses átomos de oxigênio ficam em lados opostos,

pois o átomo central não possui nenhum par de elétrons não ligante, e

cada oxigênio faz o mesmo número de ligações com o carbono (átomo

central).

Figura 02 - Estrutura do dióxido de carbono (CO2).

Fonte: Avaliação II da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.

Na molécula de dióxido de enxofre (SO2) já não acontece o mesmo

que acontece na molécula de dióxido de carbono (CO2), pois o átomo

central (enxofre), após fazer as ligações com os átomos de oxigênio,

ainda fica com um par de elétrons livre, causando repulsão com os

pares de elétrons ligantes, fazendo com que a molécula na fique linear

31

como no caso do CO2.

Figura 03 - Estrutura do dióxido de enxofre (SO2).


Outro exemplo semelhante é o da molécula da água (H2O). Nesse

caso a repulsão será maior, pois o átomo central (oxigênio) fica com 2

pares de elétrons não ligantes.

Figura 04 - Estrutura da água (H2O).


Dessa forma, pode ser observado que a geometria da molécula depende

dos pares de elétrons ligantes e não ligantes do átomo central; e quanto maior o

número de pares de elétrons não ligantes, maior será a repulsão.

- TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)

A Teoria de Ligação de Valência (TLV) surgiu após os trabalhos de Walter

Heitler e Fritz London, em 1927, sobre ligações químicas, e estabeleceu que:

as ligações são formadas somente pelos elétrons da camada de

valência;

para que dois átomos se liguem precisa-se de pelos menos dois

elétrons;

as ligações ocorrem por sobreposição de orbitais atômicos;

quando mais de uma estrutura é possível, esta é a estrutura

32

ressonante;

para explicar a geometria molecular, é melhor utilizar combinações

lineares dos orbitais atômicos, que são os orbitais híbridos.

Essa teoria foi a primeira teoria quanto-mecânica de ligação desenvolvida,

e expressa os conceitos de Lewis em funções de onda. Essa teoria mostra que a

ligação é feita pela sobreposição de dois orbitais atômicos que não estão

completamente preenchidos; e é aplicada apenas para ligações covalentes.

De acordo com a TLV, ligação covalente ocorre quando os dois átomos se

aproximam e um orbital atômico de um átomo se sobrepõe ao orbital atômico do

outro átomo. Assim, será formada uma região entre os núcleos onde haverá uma

alta densidade de probabilidade de encontrar os elétrons, então, os elétrons

passam a ocupar simultaneamente os dois orbitais atômicos, ou seja, o par de

elétrons que fará a ligação será compartilhado entre os dois átomos na região

onde há a sobreposição dos orbitais.

- TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM)

Essa teoria foi proposta por John Edward Lennard-Jones, em 1929, e

afirma que as ligações químicas são formadas pela superposição de orbitais

atômicos, formando orbitais moleculares. Assim, quando orbitais atômicos se

combinam, eles compartilham uma mesma região do espaço.

Quando a superposição entre os orbitais é positiva (os valores das

funções de onda dos orbitais atômicos são ambos positivos ou ambos

negativos), os lóbulos envolvidos se unem formando um único lóbulo no orbital

molecular; formando o “orbital molecular σ (de ligação)”. Mas se a superposição

entre os orbitais é negativa (os sinais das funções de onda são opostos), os

lóbulos não se unem formando um plano nodal entre eles, e se forma o “orbital

molecular σ* (de antiligação)”. E se ocorrerem mesma de intensidade de

superposições positivas e negativas, forma-se o “orbital molecular de não –

ligação”.

A energia desses orbitais pode dizer se haverá ou não a formação das

ligações, como também algumas propriedades das substâncias formadas. Para

isso, utilizam-se os diagramas de energias de orbitais moleculares.

Se detendo aos elétrons dos níveis de valência dos átomos, podem-se

33

construir os diagramas que representam os níveis de energia dos orbitais que

formam as ligações.

Para que haja a formação das moléculas os elétrons devem ocupar o

orbital molecular σ e o orbital molecular σ*, de forma que a diminuição de

energia quando os elétrons passam pelo orbital molecular σ, e o aumento

quando eles passam pelo orbital molecular σ* não sejam iguais fazendo com que

se anulem. Pois, havendo diminuição e aumento de energia iguais, não ocorrerá

a formação da molécula, pois as energias se anularão.

Construindo o diagrama de energia dos orbitais moleculares, pode-se

saber se haverá a formação de energia; basta observar os elétrons que ocupam

o orbital molecular σ, e os que ocupam o orbital molecular σ*.

Ao observar o diagrama de energias dos orbitais moleculares do H2

vemos que os elétrons dos dois átomos de hidrogênio ocupam o

orbital molecular de ligação, justificando a formação da molécula de

hidrogênio.

Figura 05 - Diagrama de energia da molécula de H2.

Fonte: Material da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.

Já no exemplo da molécula de hélio, observa-se que não há a

formação da molécula, pois os elétrons dos dois átomos de hélio

ocupam tanto o orbital molecular de ligação com o de antiligação, e

dessa forma, os efeitos se anularão, não ocorrendo a formação da

molécula.

34

Figura 06: Diagrama de energia da molécula de He2.

Fonte: Material da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.

3.2 - Ligação Iônica

A ligação iônica é formada pela atração eletrostática entre íons positivos e

íons negativos. Isso ocorre quando há a transferências de elétrons do nível de

valência entre átomos; dessa forma, o átomo que perde elétrons torna-se um íon

positivo, denominado de cátion, e o átomo que recebe elétrons torna-se um íon

negativo, denominado ânion.

Algumas propriedades periódicas, como o potencial de ionização (energia

mínima necessária para retirar um elétron do átomo) e a afinidade eletrônica

(energia liberada quando um átomo recebe um elétron), ajudam a explicar

melhor como ocorre na ligação iônica. Dessa forma, alguns elementos tendem a

doar mais facilmente os elétrons, e outros á receber, formando os íons (cátions e

ânions, respectivamente). Assim, espera-se que haja interação desses íons,

formando a ligação iônica.

Os compostos que realizam a ligação iônica, formam aglomerados de

íons, sendo de forma sólida em temperatura ambiente.

3.3 - Ligação Metálica

Os metais são elementos químicos que apresentam propriedades

semelhantes: boa condutividade elétrica e calor, por causa da facilidade com que

os elétrons se movimentam; pontos de fusão e ebulição elevados; brilho

35

(refletem muito bem a luz); maleabilidade (capacidade de reduzir os metais a

chapas e lâminas); ductibilidade (capacidade de transformar os metais em fios);

forte tendência para doar elétrons; etc.

A ligação metálica é uma ligação química que ocorre entre metais e

metais. Dessa forma, como os metais possuem forte tendência em doar elétrons;

nessa ligação, os átomos envolvidos possuem elétrons para serem doados

(elétrons livres), podendo haver movimento desses elétrons de um átomo para

outro, formando o “mar de elétrons”.

Como os metais possuem baixa energia de ionização, nas ligações

metálicas o núcleo exerce fraca atração sobre os elétrons de valência dos

metais; mas mesmo com essa ligação fraca, existem ligações fortes entre os

metais quando há a formação de um sólido metálico por um conjunto de átomos.

- TEORIA DAS BANDAS DE ENERGIA

A estrutura das bandas de energia é explicada utilizando a teoria do

orbital molecular (TOM). A teoria das bandas de energia explica a passagem de

corrente elétrica nos sólidos, podendo assim classifica-los em isolantes,

semicondutores ou condutores.

Um sólido apresenta um conjunto de níveis de energia com um intervalo,

esses intervalos são chamados de bandas de energia. As bandas de energia

podem ser: banda de valência, banda proibida ou banda gap, e banda de

condução.

A banda de valência é aquela formada pela sobreposição de orbital

atômico de valência, estando preenchida ou semipreenchida por elétrons. Nessa

banda a energia é menor que na banda de condução.

A banda de condução é a banda onde os elétrons estão livres podendo

movimentar-se ao longo da estrutura atômica do material, logo nessa banda

ocorre a condução elétrica.

E a banda proibida (banda gap) é o intervalo de energia quando os

elétrons passam da banda de valência para a banda de condução após

absorverem energia, ou seja, é a diferença entre a banda de valência e a banda

de condução.

A partir da observação das estruturas de bandas de energia ou pelo

36

tamanho da banda gap, pode-se identificar os tipos de sólidos (condutores,

semicondutores e isolantes).

Nos sólidos condutores há uma sobreposição das bandas de valência e

de condução de forma que quando sujeitos á um campo elétrico, os elétrons

com grande facilidade se deslocam pelo metal, dando origem a uma corrente

elétrica. Ou seja, os elétrons não estando firmemente presos ao núcleo ficam

livres para vagar pelo material. E, à medida que a temperatura aumenta, a

condutividade diminui.

Nos sólidos isolantes, as interações entre as espécies químicas são

fortes, ou seja, os elétrons estão firmemente ligados e pertencem a átomos

individuais, não estando livres para vagar por entre os outros átomos do

material. Nesses sólidos, a banda gap é grande, maior que 2 eV.

Os sólidos semicondutores se comportam algumas vezes como isolantes

e outras como condutores; são intermediários. Nesses sólidos a banda gap é

relativamente pequena, menor que 2 eV. Quando em temperaturas baixas,

esses sólidos são praticamente isolantes, mas quando a temperatura aumenta,

ocorre a possibilidade de passagem de alguns elétrons da banda de valência

para a banda de condução, deixando o sólido ligeiramente condutor, ou

semicondutor.

Na figura abaixo observa-se que pelo tamanho da banda gap pode-se

classificar os sólidos em isolantes, semicondutores e condutores. A imagem (I)

apresenta um sólido isolante, pois a banda gap é muito grande dificultando o

deslocamento de elétrons pelo metal; já a imagem (II) apresenta um sólido

condutor, onde os elétrons podem deslocar-se facilmente pelo metal; e a

imagem (III), um sólido semicondutor.

37

Figura 07 - Estrutura de bandas de energia.

(I)

(II)

(III)


4 - Dificuldades de aprendizagem no conteúdo de modelos atômicos.

A estrutura do átomo e seus vários modelos são conteúdos que os

estudantes apresentam dificuldade de aprendizagem pelo elevado nível de

abstração necessário à sua compreensão. Mas o que é dificuldade de

aprendizagem? Conforme CORREIA (2004) a dificuldade de aprendizagem pode

ser entendida como a falta de capacidade para a aprendizagem em uma

determinada área, ou seja, é a dificuldade que alguns indivíduos demonstram ao

tentar aprender determinado conteúdo.

Para SANTOS (2011) quando se fala em dificuldade no ensino-

aprendizagem da química, a principal é o conteúdo sobre modelos atômicos,

pois os alunos precisam entender a abstração que está associada ao conteúdo

de modelos atômicos. FRANÇA, et al. (2009) corroboram com essa afirmação,

em seus relatos em que os alunos demonstram dificuldade ao tentar

compreender a estrutura do átomo.

Outro fator que pode gerar essas dificuldades são as representações

utilizadas nos livros e materiais didáticos, que tem a intenção de facilitar a

aprendizagem, mas terminam por gerar maiores obstáculos. (MELZER et al,

2009).

Por exemplo, quando alguns livros do ensino médio representam os

átomos como seres vivos que possuem vontades próprias, ou também a

38

representação de átomos que conversam e possuem objetos com dimensões

completamente inadequadas à imagem do átomo, imagens onde um ser humano

pode segurar um átomo pela mão, dando a idéia de que o átomo é visível a olho

nu e possui uma dimensão bem maior, gerando concepções errôneas aos

alunos. Outro exemplo é o caso do modelo atômico de Thomson, conhecido

como pudim de passas, é uma analogia que leva ao erro. Nesse caso, é

mostrado que se for observado um pudim de passas, as passas se distribuem na

superfície da massa do pudim, e não em toda a massa; levando o aluno ao erro.

FERRY e NAGEM (2008).

MELO e NETO (2010) relatam que uma boa estratégia que o professor

pode usar é levar o aluno, inicialmente, a compreender o conceito de "modelo",

para que, posteriormente, ele venha, entender a evolução dos modelos

atômicos, já que este não é um modelo pronto e acabado.

Gomes e Oliveira (2007, apud MELZER et al, 2009), mostram que

Bachelard não se mostrava totalmente contra o uso de metáforas e analogias,

desde que elas venham após a parte conceitual/teoria. Ou seja, as metáforas e

analogias servem para obter um melhor esclarecimento do conteúdo.

As analogias servem para facilitar a aprendizagem do aluno,

principalmente naqueles conteúdos que não têm a possibilidade de visualização,

como é o caso dos modelos atômicos. Mas a utilização das analogias não deve

ser ao acaso, pois para que as analogias sejam utilizadas é preciso conhecer

primeiro as concepções alternativas dos estudantes. Ou seja, para que as

analogias sejam bem aproveitadas, precisa-se conhecer o que os alunos

pensam sobre o assunto para saber qual o melhor direcionamento a ser tomado,

e não causar uma dificuldade maior. (NARDI e ALMEIDA, 2006).

É importante que o aluno entenda os diferentes modelos atômicos;

compreenda como estes foram evoluindo, e porque cada modelo não conseguia

explicar os fenômenos observados na época, sendo necessárias novas teorias,

dando lugar a um novo modelo atômico. Essa dinâmica é necessária para que

ele compreenda a ciência como um todo, e também a evolução atômica.

Quando o assunto inicial, a constituição da matéria, o átomo, sua

estrutura e modelos, não são bem compreendidos pelos alunos, todo o

aprendizado seguinte será comprometido, ou seja, o aluno já sai desse assunto

com dificuldade, nos demais assuntos os alunos também apresentarão

39

dificuldade em aprender.

Segundo GOMES e OLIVEIRA (2007) a compreensão das interações

moleculares será dificultada para aqueles alunos que considerarem o modelo de

Dalton como correto, pois, nesse modelo, ainda não existia a divisão de

partículas. Assim, também apresentará dificuldade, aquele aluno que aceitar o

modelo de Thomson, pois os elétrons já existiam, mas não o conceito de

eletrosfera.

Para Fernandez e Marcondez (2006, apud CARVALHO et al, 2009) ao

estudar as concepções dos estudantes no conteúdo “Ligações Químicas”, foi

observado que existem várias dificuldades para o conteúdo de ligações

químicas, principalmente na parte conceitual, sendo tais dificuldades atribuídas à

problemas básicos relacionados a compreensão da natureza dos átomos e

moléculas. Os autores ainda mostram que algumas concepções errôneas que os

estudantes apresentam com relação ao conceito de "Ligação Química" têm

relação com os conceitos abstratos sobre a constituição da matéria.

Dessa forma, observa-se que as dificuldades de aprendizagem nesses

assuntos iniciais devem ser minimizadas tanto quanto possível.

5 - Caracterização da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular – componente

curricular do curso de Química – EAD.

A disciplina "Arquitetura Atômica e Molecular" de código EDQ0001 é uma

componente curricular oferecida pela UFRN aos cursos de licenciatura em

Química, Física e Matemática na modalidade à distância; sua carga horária total

é de 60horas/semestre que equivalem à 04 créditos.

No curso de licenciatura em Química, a disciplina é oferecida no 2º

período; no de licenciatura em Física, no 5º período; e no curso de licenciatura

em Matemática, no 3º período.

Ela é a primeira disciplina de química vista pelos alunos, e equivale a

disciplina presencial de Química Inorgânica I.

O desenvolvimento da disciplina ocorre através:

- da utilização do material didático entregue aos alunos, composto por 15

aulas que tem seus conteúdos mostrados no quadro 02, juntamente com os

40

objetivos de cada aula;

- de encontros virtuais diários nos fóruns de discussão para exploração do

conteúdo para que dúvidas sejam tiradas;

- de atividades virtuais realizadas com o auxílio das ferramentas do

moodle;

- de atividades e explicações de questões enviadas em formatos diversos

como pdf, word...

- de vídeos aulas disponibilizados na página da disciplina;

- de avaliações presenciais e on-line.

Observando os conteúdos da disciplina, pode-se perceber que a

compreensão da evolução dos modelos atômicos é extremamente importante

para que o aluno possa avançar ao longo da disciplina.

Diferentemente dos livros didáticos em geral, o material didático

elaborado para o curso de EaD passa por uma revisão de linguagem, onde se

pretende envolver o aluno num dialogo ou conversação com o autor, tornando

sua leitura mais agradável.

Quadro 02 - Aulas da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular, e seus

objetivos, retirados do material da disciplina.

AULA TÍTULO OBJETIVOS

01 Evolução dos

modelos

atômicos de

Leucipo a

Rutherford.

Revisar a história da criação do modelo atômico desde

as ideias de Leucipo até Rutherford.

02 Quantização de

energia e o

modelo de Bohr.

Entender a dualidade da luz, como também a hipótese

quântica e o modelo atômico de Bohr.

03 Natureza

ondulatória da

matéria.

Compreender as bases conceituais relativas ao modelo

atômico fundamentado na mecânica quântica.

41

04 O modelo

atômico atual

e os números

quânticos.

Aprender o comportamento dos elétrons nos átomos

através da explicação da equação de onda formulada por

Schrödinger, assim como, entender os orbitais atômicos

e os números quânticos.

05 A configuração

eletrônica dos

átomos.

Saber escrever a configuração eletrônica dos átomos e

íons, calcular a carga nuclear efetiva, e entender o

diamagnetismo e paramagnetismo nos átomos e íons.

06 Tabela periódica

dos elementos.

Entender a fundamentação da tabela periódica, as

propriedades dos elementos, e saber utilizar as

informações contidas na tabela periódica nas atividades.

07 Propriedades

periódicas dos

elementos.

Saber relacionar as propriedades dos elementos com as

configurações eletrônicas, e observar carga nuclear

efetiva (Zef), raio atômico (r) e iônico, energia de

ionização (I), e eletroafinidade (Ea).

08 Ligações

químicas: como

se formam?

Entender a evolução dos conhecimentos sobre as

ligações químicas e a influência de algumas

propriedades atômicas sobre as ligações.

09 Ligações

covalentes -

formas

moleculares e

hibridização.

Compreender as formas moleculares pelos modelos de

repulsão do par de elétrons (RPEV) e da hibridização.

10 Ligações

covalentes -

teoria do orbital

molecular.

Entender porque as ligações são formadas entre os

átomos, e as propriedades que dependam das energias

das ligações, tais como distância de ligação e energias

de dissociação.

42

11 As ligações

iônicas.

Conhecer os mecanismos das ligações iônicas, sabendo

descrever as etapas, assim como as energias envolvidas;

e relacionar as geometrias com as energias de formação

dos cristais compreendendo algumas propriedades como

estabilidade térmica, ponto de fusão, solubilidade e

condutibilidade elétrica.

12 Ligação

metálica e a

teoria das

bandas.

Entender a formação das ligações metálicas, e

interpretar as ligações através da teoria das bandas de

energia para diferenciar os sólidos condutores, isolantes

e semicondutores.

13 As forças

intermoleculares

.

Compreender as diferentes forças intermoleculares,

avaliar como as forças intermoleculares afetam as

propriedades físicas das substâncias, como ponto de

fusão e ebulição, e relacionar as forças intermoleculares

com a solubilidade dos compostos químicos, a tensão

superficial e a viscosidade de líquido.

14 O estado sólido. Levar os alunos a entender a diferença entre os sólidos

amorfos e cristalinos; identificar os tipos de células

unitárias do sistema cristalino cúbico; prever a estrutura

de um sólido iônico; correlacionar as ligações químicas,

estruturas e propriedades nos sólidos cristalinos, e por

fim, calcular a densidade de um sólido cristalino.

É grande a dificuldade de aprendizagem apresentada nessa disciplina

devido aos fatores já mencionados, aliado a isso, o estado do Rio Grande do

Norte possui uma grande carência de professores em Química, dessa forma,

supomos que muitos dos nossos alunos tiveram pouca ou nenhuma aula de

química no ensino médio na escola onde estudou. O que gera ainda mais

dificuldades no aprendizado dessa disciplina.

43

II. OBJETIVOS

2.1 - Objetivo Geral

Este trabalho propõe analisar os erros apresentados nas avaliações da

disciplina Arquitetura Atômica e Molecular, dos alunos do curso de graduação em

Química – EAD, com relação ao conteúdo de Estrutura Atômica Molecular e

Ligações Químicas.

2.2 - Objetivos Específicos

Com a intenção de atingir as metas do objetivo geral, foram propostos os

seguintes objetivos específicos para esta pesquisa:

Identificar os erros mais frequentes nas avaliações dos alunos do

curso de graduação em Química – EaD – na disciplina Arquitetura

Atômica e Molecular (2012.1), centralizando nas dificuldades

referentes a “Estrutura Atômica e Ligações Químicas”.

Analisar a relação participação no fórum/aprovação a partir de uma

maior exploração do fórum de discussão como ambiente virtual para

aplicação de metodologias de ensino, com a finalidade de melhorar a

interação professor/aluno/tutor e, consequentemente, o

desenvolvimento dos alunos nos conteúdos da disciplina.

Observar o índice de reprovação dos alunos, comparando-o com o

interesse dos mesmos no que diz respeito á visita á página da

disciplina para acompanhar as aulas com participação nos fóruns,

busca do material disponibilizado, e participação nas atividades

avaliativas.

44

III. METODOLOGIA

Os sujeitos que compuseram a pesquisa foram os alunos dos cursos de

licenciatura em Física, Matemática e Química (EAD), da Universidade Federal

do Rio Grande do Norte (UFRN), que estavam devidamente matriculados na

disciplina: Arquitetura Atômica e Molecular (EDQ0001), no período 2012.1.

Os polos que fizeram parte dessa pesquisa foram: Campina Grande/PB,

Currais Novos/RN, Extremoz/RN, Lajes/RN, Luís Gomes/RN, Macau/RN,

Maceió/AL, Marcelino Vieira/RN, Nova Cruz/RN, Petrolina/PE, Tabira/PE.

A oferta do componente curricular enfocada nesta pesquisa é feita com

conteúdos divididos em duas unidades. A unidade I é composta pelas aulas de

01 à 07, e a unidade II, a partir da aula 08 à 14. São realizadas semanalmente

atividades na sala de aula virtual (página da disciplina no AVA), como: abertura

de fóruns de discussão, disponibilização de capítulo de livro em formato pdf,

vídeo-aulas e chats.

Foram elaborados vídeo-aulas que tratam dos conteúdos presentes no

material didático impresso. Dessas vídeo-aulas, duas foram elaboradas por mim

contendo os seguintes conteúdos: distribuição eletrônica de átomos neutros e

íons, elétrons do nível de valência, teoria do octeto, nível de valência expandido,

estrutura de Lewis, geometria molecular, e ressonância; com o objetivo de fazer

uma revisão dos conteúdos já estudados complementando o aprendizado. Os

vídeos são produzidos de forma expositiva, com a utilização de recursos visuais

como: ilustrações, animações e resolução de exercício. Os vídeos são

disponibilizados na sala virtual da disciplina e enviados na forma de cd para os

pólos.

A nota para cada unidade é atribuída da seguinte forma: 20% atividade

avaliativa on-line, e 80% avaliação presencial.

As provas foram analisadas observando a habilidade necessária para

responder a questão, a área e o tema da questão, o índice de acertos (%) de

cada questão e o grau de dificuldade baseado no quadro 03 abaixo; e quais

foram os principais erros observados em cada questão.

45

Quadro 03 – Grau de dificuldade das questões – Avaliações da disciplina

Arquitetura Atômica e Molecular – UFRN 2012.1.

GRAU DE DIFICULDADE ÍNDICE DE ACERTOS (%)

Muito alto ≤ 10

Alto > 10 ≤ 40

Médio > 40 ≤ 70

Baixo > 70 ≤ 90

Muito baixo > 90

46

IV. RESULTADOS E DISCUSSÃO

Apesar do conteúdo Constituição da Matéria e Estrutura Atômica já ser

abordado no Ensino Médio, quando o aluno ingressa no Ensino Superior

apresenta dificuldades de aprendizagem, acarretando em dificuldades de

aprendizagem nos conteúdos que fazem uso desse conhecimento. Pois, se o

aluno não compreende como um átomo é formado e qual a sua estrutura, tão

pouco irá conseguir compreender os demais conteúdos como o porquê os

átomos se ligam formando moléculas, os tipos de ligações que podem ser

formadas, as geometrias moleculares ou a formação de cristais, por exemplo.

4. Análise das provas

4.1. Análise das provas da unidade I.

A primeira avaliação foi composta de 08 questões, sendo 04 discursivas e

04 objetivas, sendo 02 dessas de completar a sentença. A seguir será realizada

uma análise das questões com o objetivo de identificar e caracterizar os erros

mais frequentes e as dificuldades apresentadas pelos alunos.

A parte a seguir do material está dividido em duas partes: a primeira será

identificada a questão, sua habilidade e o conteúdo a que se relaciona, bem

como os resultados quanto aos acertos e erros, já a segunda parte trata-se da

discussão desses resultados, agrupando as discussões por conteúdo da

questão.

4.1.1. Análise das questões objetivas

A primeira questão da prova versava sobre a evolução dos modelos

atômicos, explorando conceitos básicos como a energia de fótons e sua

transferência para os elétrons, efeito fotoelétrico, a transmissão de energia de

forma descontínua (quantizada), e os postulados de Bohr.

47

Questão 01

Sobre a evolução dos modelos atômicos, leia os itens a seguir:

I – A energia luminosa ao colidir com a superfície de um metal transfere

toda sua energia para os elétrons da sua superfície.

II – Planck admitiu a transmissão de energia entre os corpos através da

troca de quanta de energia entre eles.

III – Para Bohr o elétron só pode ocupar certos estados estacionários no

átomo e em cada um destes estados a energia é fixa e definida.

IV – A energia necessária para ejetar um elétron da superfície metálica é

conhecida como energia cinética.

Podemos afirmar que estão corretos:

a) Apenas os itens III e IV.

b) Apenas I, II e III.

c) Nenhuma.

d) Todas as alternativas.

Expectativa de resposta: Letra B.

Habilidade

Reconhecer características relacionadas ao átomo, quanto à transmissão

de energia e às ideias do átomo de Bohr.

Conteúdo: Evolução dos modelos atômicos

48

Resultado

Figura 08 – Desempenho dos alunos na questão 01, objetiva, da primeira

avaliação de Arquitetura Atômica e Molecular.

Respostas na opção A(26 alunos ► 34,7%)

Respostas na opção B(opção correta) - (26alunos ► 34,7%)

Respostas na opção C(04 alunos ► 5,3%)

Respostas na opção D(19 alunos ► 25,3%)

Respostas duplas oubrancas (0 alunos ►0,0%)

Comentário

Segundo a quantidade de acertos e erros, essa questão pode ser

considerada como tendo grau alto de dificuldade, indicado pelo índice de acertos

de 34,7%.

Os itens A e B tiveram cada um o percentual de acerto de 34,7%, para o

item A, apenas a afirmação III era verdadeira (acerto de 69,4%), indicando que o

conceito do modelo atômico de Bohr com órbitas quantizadas está presente na

maioria dos alunos, entretanto ocorre uma confusão de conceitos sobre energia,

tendo em vista que os alunos indicaram a afirmação IV como verdadeira.

Os alunos que marcaram os itens C e D, um percentual de 30,6%,

demostram que não possuem qualquer compreensão sobre o modelo atômico

de Bohr e os conceitos de energia envolvidos na questão. O material didático

distribuído aos alunos contém um capítulo dedicado somente sobre esse tema,

com exercícios resolvidos e atividades de auto-avaliação.

49

A segunda questão tratava do efeito fotoelétrico no que diz respeito à

radiação necessária para remover elétrons da placa metálica, com o objetivo de

fazer o aluno entender que os elétrons são ejetados da placa metálica quando a

energia de radiação incidente (UV) é maior que a função trabalho do metal

(energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica), pois assim o

fóton tem energia suficiente para remover o elétron da placa metálica.

Questão 02

Estudando o efeito fotoelétrico um estudante universitário percebeu que

não conseguia fazer com que elétrons fossem arrancados da superfície de uma

placa metálica quando ele incidia uma radiação infravermelha (IV) sobre a

mesma, não importando qual a intensidade dessa radiação e por outro lado

conseguia ejetar elétrons da mesma placa incidindo radiação ultravioleta (UV),

mesmo com intensidades muito baixas. Das alternativas a seguir qual explica

corretamente o resultado obtido pelo estudante?

a) O número de fótons da UV não foi suficiente para arrancar o elétron da

placa metálica.

b) A radiação UV possui energia maior que o valor da função trabalho do

metal, logo esta radiação é capaz de arrancar elétrons da placa metálica.

c) A radiação IV possui energia maior que o valor da função trabalho do

metal, logo essa radiação não é capaz de arrancar elétrons da placa

metálica.

d) O número de fótons da IV não foi suficiente para arrancar o elétron da

placa metálica.

Expectativa de resposta: Letra B

Habilidade

Compreender como ocorre a transferência de energia dos fótons para os

elétrons e em que situação os elétrons são ejetados da placa metálica ,ou seja,

entender como ocorre o efeito fotoelétrico.

50

Conteúdo: Efeito fotoelétrico.

Resultado

Figura 09 - Desempenho dos alunos na questão 02, objetiva, da primeira


Respostas na opção A(01 aluno ► 1,33%)

Respostas na opção B(opção correta) - (39alunos ► 52%)

Respostas na opção C(19 alunos ► 25,33%)

Respostas na opção D(15 alunos ► 20%)

Respostas duplas oubrancas (01 aluno ►1,33%)

Comentário

Essa questão pode ser considerada como tendo grau médio de

dificuldade, indicado pelo índice de acertos de 52%.

Para identificar a alternativa correta (B), o aluno precisa compreender que

a energia incidente para ejetar os elétrons da placa metálica deveria ser maior

que a função trabalho do metal, e em baixas frequências não conseguem

arrancar elétrons mesmo com grande intensidade, que é o caso da radiação

infravermelha (IV).

Nessa questão observaram-se algumas marcações duplas e/ou questões

em branco (1,33%), indicando que um número pequeno de alunos ficou em

dúvida entre dois itens ou não sabia responder a questão. Outra informação

importante é que para a maioria dos alunos ficou bem claro que o item A estava

51

errado uma vez que o percentual de marcação foi de 1,33%. O item C foi o

segundo em percentual de marcação, ele relaciona as radiações

eletromagnéticas com a função trabalho do metal, indicando que não existe uma

clareza muito grande desse conceito.

Os alunos que erraram (48%) não reconheceram que não é só a

intensidade da radiação que influencia na ejeção dos elétrons da placa metálica,

mas também a frequência, pois a frequência é determinante da ejeção e a

intensidade define a quantidade de elétrons ejetados se a frequência for maior

que a função trabalho.

A terceira questão versava sobre a relação entre a radiação

eletromagnética, o comprimento de onda e a frequência, e a diferença entre

órbita e orbital, com o objetivo de avaliar a compreensão do aluno sobre as

radiações eletromagnéticas que são classificadas de acordo com o comprimento

de onda; a frequência e o comprimento de onda que são inversamente

proporcionais, e que os termos órbita e orbital são bem diferentes, pois um trata

da trajetória específica para o elétron e o outro da região de probabilidade de

encontrar o elétron.

Questão 03

Classifique cada uma das seguintes afirmativas como falsas ou

verdadeiras.

a) A luz visível é uma forma de radiação eletromagnética ( )

b) A frequência de radiação aumenta à medida que o comprimento de

onda aumenta ( )

c) Planck propôs que a energia de um fóton é proporcional a frequência

da radiação ( )

d) Tanto a palavra órbita quanto orbital designa a trajetória do elétron, em

órbita circular, ao redor do núcleo.

52

Expectativa de Resposta

a) Verdadeiro

b) Falso

c) Verdadeiro

d) Falso

Habilidades

- Compreender a relação entre a frequência de radiação e o comprimento

de onda;

- Entender a diferença entre os termos órbita e orbital.

Conteúdo: Quantização de energia.

Desempenho dos alunos

Essa questão traz aspectos importantes como o aluno ser capaz de

identificar a energia luminosa como um tipo de radiação eletromagnética e os

conceitos de quantização da energia radiante (emissão e absorção de energia)

utilizada na explicação do modelo atômico de Bohr; ela tem o objetivo

demonstrar se o aluno possui a compreensão dos tipos de radiações, a relação

entre comprimento de onda e frequência, e a diferença entre os conceitos de

órbita e orbital que surgiram durante a evolução da teoria atômica.

Quadro 04 – Desempenho dos alunos na questão 03 para completar da primeira


ALTERNATIVA PERCENTUAL

DE ACERTOS

RESPOSTAS

BRANCAS

A 59 alunos (78,67%)

(Verdadeiro)

01 aluno (1,33%)

53

B 40 alunos (53,33%)

(Falso)

01 aluno (1,33%)

C 48 alunos (64%)

(Verdadeiro)

02 alunos (2,67%)

D 46 alunos (61,33%)

(Falso)

01 aluno (1,33%)

Comentário

Essa questão, de forma geral, foi compreendida pelos alunos, pois em

todas as alternativas houve mais de 50% de acerto.

A alternativa A pode ser considerada como tendo grau baixo de

dificuldade, indicado pelo índice de acertos de 78,67%.

A alternativa B apresentou grau médio de dificuldade, observado a partir

do índice de acertos de 53,33%. Os alunos tiveram mais dificuldade nessa

alternativa, para entender a relação entre a frequência de radiação e o

comprimento de onda, pois muitos consideraram como verdadeira a afirmação

que diz que a frequência de radiação aumenta à medida que o comprimento de

onda aumenta, e, através da fórmula (v = c / λ) pode ser visto que, na realidade,

a frequência de radiação e o comprimento de onda são inversamente

proporcionais, ou seja, a frequência de radiação diminui à medida que o

comprimento de onda aumenta.

A alternativa C e D apresentaram grau médio de dificuldade, indicado pelo

índice de acertos de 64% e 61,33%, respectivamente.

A quarta questão tratava da emissão e absorção de radiação pela

transição eletrônica, e o cálculo da energia de transição do elétron no átomo de

hidrogênio, com o objetivo de fazer o aluno mostrar o cálculo da energia de

transição eletrônica e que os elétrons absorvem energia quando passam de um

nível menor para uma maior, e emitem energia ao passarem de um nível mais

externo para um menos externo.

54

Questão 04

Considere somente os seguintes níveis de energia do átomo de

hidrogênio.

n = 4

n = 3

n = 2

n = 1

a) Os fótons de maior energia são emitidos na transição do nível com n =

___ para o nível com n = ___.

b) Os fótons de maior comprimento de onda são emitidos na transição do

nível com n = ___ para o nível com n = ___.

c) Os fótons de maior energia são absorvidos na transição do nível com n

= ___ para o nível com n = ___.

d) A energia calculada na transição do elétron do átomo de hidrogênio,

no nível n = 3 para o nível n = 1 é _______________.

e) A transição do elétron do átomo de hidrogênio, do nível n = 3 para o

nível n = 1 ocorre com absorção ou emissão de energia? Resposta

__________.

Observação, dados para resolver o item (d):

11

A22

final

inicialnn A = 2,18 x 10-18 J/átomo


a) n = 4 e n = 1.

b) n = 4 e n = 1.

c) n = 1 e n = 4.

d) ∆E = - 2,18 x 10-18 J/átomo (1/12 – 1/32)

∆E = - 2,18 x 10-18 J/átomo (1/1 – 1/9)

∆E = - 2,18 x 10-18 J/átomo (0,8888)

55

∆E = - 1,937 x 10-18 J/átomo.

e) Emissão.

Habilidades

- Reconhecer o que acontece com a transição de elétrons entre os níveis;

- Calcular a energia de transição do elétron do átomo de hidrogênio.

Conteúdo: O modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio.


Essa questão complementa a questão anterior, pois para entender a

emissão e absorção de energia na transição entre níveis, o aluno precisa

entender a quantização de energia proposta por Planck que foi a base para o

modelo atômico de Bohr. O objetivo é fazer o aluno demonstrar o que entendeu

quanto às transições de níveis.

Quadro 05 – Desempenho dos alunos na questão 04 para completar da

avaliação I de Arquitetura Atômica e Molecular.

NOTAS QUANTIDADE DE ALUNOS PERCENTUAL

0,00 10 13,33%

0,01 – 0,25 12 16%

0,26 – 0,50 15 20%

0,51 – 0,75 13 17,33%

0,76 – 1,00 06 8%

1,01 – 1,25 05 6,7%

1,26 – 1,50 04 5,33%

1,51 – 1,75 04 5,33%

1,76 – 2,00 00 0,0%

Respostas Brancas 06 8%

56

Comentário

Nessa questão as maiores dificuldades foram com relação ao cálculo

da energia do elétron do átomo de hidrogênio na transição do nível n = 3 para o

nível n = 1. Os alunos não conseguiam substituir os valores na fórmula fornecida

na questão. A seguir alguns exemplos são apresentados.

Figura 10 - Resposta (I) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da

primeira avaliação.

Na figura acima, pode-se observar que o aluno não colocou o sinal

negativo no início da fórmula, e consequentemente, o resultado ficou com o sinal

contrário.

Figura 11 - Resposta (II) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da


57

Nesse segundo exemplo, o aluno substituiu os valores trocados dos

níveis final e inicial, resultando no valor da energia errado.

Figura 12 - Resposta (III) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da


Nesse exemplo, o aluno considerou o nível final como sendo n = 4 e o

inicial n = 1, não substituiu os valores de acordo com o enunciado na letra d da

questão. Além disso, pode ser visto que o aluno, ao tentar continuar calculando,

deixou de colocar o sinal negativo no início da fórmula e no valor exponencial; e

não conseguiu terminar de calcular, deixando a questão pela metade, e errada.

Figura 13 - Resposta (IV) de aluno à questão 04 letra d, para completar, da


Mais uma vez, pode-se observar que o aluno trocou o sinal na

segunda parte da equação e, consequentemente o resultado ficou com sinal

trocado. Percebe-se que, além da dificuldade química em substituir os valores

58

corretamente na fórmula, alguns alunos também apresentam muita dificuldade

na matemática, resultando em dificuldade na química, pois a matemática é

ferramenta de apoio à química.

4.1.2. Análise das questões discursivas

A primeira questão tratava do cálculo da energia cinética de um elétron

ejetado da superfície metálica, tendo como objetivo possibilitar ao aluno

demostrar que consegue fazer relação dos valores com as fórmulas fornecidas.

Questão 01

Quando uma luz com frequência de 1,22 x 10 15 s-1 incide sobre uma

superfície metálica, observa-se que elétrons são ejetados da superfície. (Dados:

Ei = Eo + Ec ; h = 6,63 x 10-34 J. s-1 ; Ec = ½ mv2). Calcule a energia cinética do

elétron ejetado se a função trabalho do metal é 4,34 x 10-19 J.


Como temos que calcular a energia cinética, isolamos Ec e

substituímos os outros valores.

Ec = Ei – E0

Ec = hvi – hv0

Ec = [(6,63x10-34Js) x (1,22x1015 s-1)] – (4,34x10-19J)

Ec = (8,0886x10-19J) – (4,34x10-19J)

Ec = 3,7486x10-19J

Habilidade

Calcular a energia cinética do elétron ejetado a partir dos dados

fornecidos, colocando cada valor corretamente na fórmula.

Conteúdo: Efeito fotoelétrico.

59


A questão exige do aluno a compreensão do efeito fotoelétrico quanto

às energias envolvidas, pois a energia cinética aqui é energia que os elétrons

adquirem quando são ejetados. Então, essa questão tem o objetivo de

possibilitar ao aluno demonstrar a aplicação dos conceitos abordados na aula 02

do material didático.




0,00 19 25,33%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 07 9,33%

0,51 – 0,75 01 1,33%

0,76 – 1,00 09 12%


Comentário

Nessa questão todas as fórmulas necessárias para sua resolução

foram fornecidas, pois o objetivo é identificar se o aluno é capaz de reconhecer,

ao ler o enunciado, as informações importante a serem utilizadas. Alguns erros

cometidos com frequência envolvem a substituição dos valores nas fórmulas ou

a troca da operação aritmética, e também se observa a dificuldade na parte

matemática, ou seja, a maioria dos alunos consegue substituir os valores

corretamente na fórmula, mas nas operações matemáticas acabam cometendo

erros.

Também se observa que um alto número de alunos deixou a questão

em branco (39 alunos – 52%); isso pode ser pelo fato de ser uma questão que

envolva fórmulas químicas e compreensões matemáticas; ou pelo simples fato

60

de ser uma questão discursiva e exigir maior esforço mental que uma questão

objetiva.

A seguir serão vistos alguns exemplos referente às dificuldades

observadas.

Figura 14 - Resposta (I) de aluno à questão discursiva 01 da primeira avaliação.

Na questão acima, pode-se observar que o aluno calculou

corretamente a energia de luz incidente (Ei); também fez a mudança correta da

fórmula isolando Ec, ficando Ec = Ei - E0; substituiu os valores de Ei e E0

corretamente, mas trocou a operação aritmética e, por isso, chegou ao valor

errado.

Figura 15 - Resposta (II) de aluno à questão discursiva 01 da primeira avaliação.

No exemplo acima, pode-se observar que o aluno isolou Ec

corretamente para o cálculo da energia cinética, mas quando fez a substituição

dos valores, colocou o valor da frequência errada, com um sinal negativo no

exponencial. Pode-se até pensar que casos como esse é somente falta de

atenção, pois o valor estava no enunciado da questão, ele não precisou fazer

nenhum cálculo para encontrar.

61

Figura 16 - Resposta (III) de aluno à questão discursiva 01 da primeira

avaliação.

Aqui, observa-se que o aluno entendeu que para fazer o cálculo da

energia cinética era preciso calcular primeiro a energia de luz incidente (Ei), e o

fez, mas para calcular precisava-se fazer uma pequena mudança na fórmula (Ei

= E0 + Ec), onde ele precisaria isolar Ec. Ao tentar isolar Ec, o aluno confundiu e a

subtração ficou ao contrário, por esse motivo, o resultado final ficou errado.

A segunda questão versava sobre o cálculo da energia de radiação,

partindo do valor de comprimento de onda, e constantes fornecidos, com o

objetivo, também, de fazer o aluno mostrar como fazer a relação entre os valores

e as fórmulas fornecidas para encontrar o resultado final.

Questão 02

Calcule a energia de uma radiação na região do UV com comprimento

de onda de 350 nm.

(1nm = 10-9 m) ( ; h = 6,63 x 10-34 J. s).


n = 1

c = 3x108 m.s-1

Transformando o comprimento de onda de (350nm) para (m), temos que λ

62

= 350x10-9m.

Substituindo os valores, temos:

E = 1 x (6,63x10-34Js) x (3x108ms-1)/(350x10-9m)

E = (6,63x10-34Js) x (8,57x1014 s-1)

E = 5,68x10-19J

Habilidade

Calcular a energia de radiação a partir dos dados fornecidos,

colocando cada valor corretamente na fórmula.

Conteúdo: Quantização da energia.


Essa questão é importante, pois objetiva fazer com que o aluno faça a

aplicação dos conceitos aprendidos (energia de radiação, comprimento de onda,

constantes existentes e transformações de unidades) calculando a energia da

radiação, ressaltando que todas as equações necessárias para a resolução

foram fornecidas na questão.




0,00 25 33,33%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 02 2,67%

0,51 – 0,75 00 0,0%

0,76 – 1,00 13 17,33%

Respostas Brancas 35 46,67%

63

Comentário

Observa-se um elevado percentual de questões em branco, em torno

de 46,67%, esse grande percentual pode ser pelo fato de serem questões com

fórmulas químicas e compreensões matemáticas, como foi visto na questão

anterior, e pode ser visto em todas as questões discursivas que utilizem cálculos.

Nessa questão, assim como observado na anterior, os erros mais frequentes nas

avaliações respondidas estão relacionados à substituição dos valores na fórmula

e, mais uma vez, à parte matemática, pois a grande maioria dos alunos substitui

os valores corretamente, mas tem dificuldade em calcular e encontrar o

resultado corretamente.


No exemplo acima, o aluno fez as substituições corretamente na

fórmula, mas errou no cálculo e, consequentemente no resultado final.

A terceira questão tratava sobre a configuração eletrônica, fazendo

com que o aluno descrevesse a configuração eletrônica dos átomos de

elementos solicitados, com o objetivo identificar se o aluno compreendeu quanto

á descrição do átomo através dos níveis e subníveis de energia.

Questão 03

Escreva a configuração eletrônica dos seguintes elementos:

64

K (Z = 19) ______________________________________________

Fe (Z = 26) _____________________________________________

Br (Z = 35) _____________________________________________


K (Z = 19) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Fe (Z = 26) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Br (Z = 35) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

Habilidade

Entender como escreve a configuração eletrônica dos átomos que

compõem os elementos químicos.

Conteúdo: Distribuição dos elétrons nos níveis de energia de um

átomo.


Nessa questão o conhecimento da configuração eletrônica dos

elementos constitui uma etapa fundamental na compreensão da estrutura dos

átomos, pois eles precisam entender como os elétrons estão distribuídos em

cada átomo; e o objetivo dessa questão é fazer com que o aluno demonstre tal

compreensão.




0,00 15 20%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 22 29,3%

0,51 – 0,75 00 0,0%

65

0,76 – 1,00 03 04%

1,01 – 1,25 00 0,0%

1,26 – 1,50 09 12%


Comentário

A maior dificuldade dos alunos nessa questão envolveu a organização

dos orbitais em níveis de energia e a compreensão de como se utiliza o

diagrama popularizado por Pauling para a configuração eletrônica. Nessa

questão o percentual de questões em branco também foi bem alto (34,7%); isso

pode ser resultado da dificuldade que os alunos têm em saber seguir o diagrama

popularizado por Pauling, preferindo não tentar.

A seguir podem-se ver alguns exemplos quanto ás dificuldades

observadas, para os alunos que tentaram responder as questões.


Para que o aluno fizesse a configuração eletrônica de forma correta,

ele poderia seguir o diagrama popularizado por Pauling, que é representado em

ordem crescente de energia, e em seguida ordenar a sequência da configuração

eletrônica em ordem de níveis eletrônicos; mas esse aluno não seguiu nem o

diagrama utilizado para se fazer a configuração eletrônica dos elementos

químicos.

66

Figura 19 - Resposta (II) de aluno à questão discursiva 03 na primeira avaliação.

Nesse exemplo, observa-se que o aluno seguiu o diagrama

corretamente, mas não ordenou a distribuição eletrônica em níveis de energia.

A quarta questão versava sobre a classificação dos elementos, com o

objetivo de fazer o aluno mostrar como se pode classificar o elemento a partir da

sua configuração eletrônica.

Questão 3.1

Classifique cada um dos elementos em metal representativo, metal de

transição d e não metal.

K __________________________________________________

Fe__________________________________________________

Br __________________________________________________


K – Metal representativo

Fe – Metal de transição d

Br – Não metal

Habilidade

Saber identificar características dos elementos á partir da configuração

eletrônica.

67

Conteúdo: Tabela periódica dos elementos.


Essa questão depende da anterior, pois para que o aluno saiba

classificar é importante que ele saiba escrever a configuração eletrônica dos

elementos, pois assim fazendo poderão a partir dos níveis e subníveis fazer tal

classificação. O objetivo fundamental dessa questão é que os alunos não

apenas saibam escrever a configuração eletrônica dos elementos, mas

demonstrar como ela pode ser útil sabendo interpretá-la.

Quadro 09 – Desempenho dos alunos na questão 3.1 discursiva da primeira



0,00 22 29,33%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 22 29,33%

0,51 – 0,75 00 0,0%

0,76 – 1,00 04 5,33%

1,01 – 1,25 00 0,0%

1,26 – 1,50 15 20%


Comentário

Nessa questão, os alunos apresentaram um índice de erro

considerável, pode-se pensar que isso ocorreu pelo fato de os alunos não

conseguirem fazer associações da configuração eletrônica do elemento com a

sua classificação, ou não saberem escrever a configuração eletrônica, pois para

que a questão seja respondida corretamente, os alunos necessitam escrever a

configuração eletrônica dos elementos corretamente; e, como observado na

questão anterior, os mesmos sentem grande dificuldade em escrever essa

configuração eletrônica, pois 34,7% dos alunos deixaram a questão em branco e

68

20% responderam incorretamente.

Enfim, a dificuldade em responder essa questão quanto á classificação

dos elementos está diretamente ligada á dificuldade em escrever a configuração

eletrônica dos elementos.

4.2. Análise das provas da unidade II

A segunda avaliação abordou os seguintes conteúdos: estrutura de

Lewis; geometria molecular; ligações químicas – ligação covalente, iônica e

metálica; e forças intermoleculares. Foi realizada on line, entretanto o aluno

precisava ir ao polo para resolvê-la tendo em vista que precisava de uma senha

para abrir e a mesma é fornecida somente ao coordenador de polo. A mesma foi

aplicada na sala de informática e sem consulta, além disso, o aluno tinha um

tempo para realizá-la. Após esse período a janela que contavam as questões

fechava-se automaticamente. Foi criado um banco de questões, onde para cada

categoria era composta por várias questões que o sistema as embaralhava,

dificultando assim a cola entre eles.

A avaliação foi composta por 06 questões divididas por temas (06

categorias). As categorias foram: 1 – Geometria molecular (Questões 1.1, 1.2,

1.3); 2 – Ligações metálicas (Questões 2.1, 2.2, 2.3); 3 – Ligações covalentes

(Questões 3.1, 3.2, 3.3); 4 – Estrutura de Lewis (Questões 4.1, 4.2, 4.3); 5 –

Interações intermoleculares (Questões 5.1, 5.2, 5.3); e 6 – Ligações iônicas (6.1,

6.2, 6.3). No total foram elaboradas 18 questões (09 objetivas e para completar,

e 09 discursivas) para cada aluno responder 6 questões, selecionadas de acordo

com cada categoria, aleatoriamente, pelo sistema. A seguir será realizada uma

análise dos resultados e das respostas obtidas.

4.2.1. Análise das questões objetivas e para

completar

A primeira questão da prova versava sobre a geometria molecular dos

compostos, pedindo para que o aluno marcasse a alternativa que

correspondesse à associação entre a estrutura (primeira coluna) e a sua

geometria (segunda coluna); com o objetivo de fazer com que o aluno consiga,

69

através da observação dos elétrons ligantes e elétrons livres classificar a

estrutura quanto à sua geometria molecular. Abaixo o leitor irá identificar seis

questões que versam sobre esse assunto que compõem o banco de questões e

que uma delas foi escolhida aleatoriamente para os alunos responderem.

Questão 01

A questão 1.1 foi selecionada pelo sistema para que 16 alunos a

respondessem. A seguir será realizada uma análise da questão quanto às

respostas obtidas.

Questão 1.1

Geometria molecular é a forma como os átomos estão distribuídos

espacialmente em uma molécula.

ESTRUTURA GEOMETRIA DA MOLÉCULA

I – Água (H2O)

II – Hexafluoreto de Enxofre (SF6)

( ) OCTAÉDRICA

( ) ANGULAR

( ) TETRAÉDRICA,

70

III – Pentacloreto de Fósforo (PCl5)

IV – Metano (CH4)

( ) BIPIRÂMIDE TRIGONAL

Associando a primeira coluna com a segunda, a ordem correta de

cima para baixo é:

a) II, IV, I, III

b) IV, I, III, II

c) II, I, IV, III

d) II, III, I, IV

Expectativa de resposta: Letra C.

Habilidade

Identificar a geometria molecular dos compostos a partir das ligações

realizadas e dos pares de elétrons livres.

Conteúdo: Geometria Molecular.

71

Resultado



Respostas na opção A (1aluno ► 6,25%)

Respostas na opção B (3alunos ► 18,75%)

Respostas na opção C(opção correta) - (10alunos ► 62,5%) Respostas na opção D (2alunos ► 12,5%)

Respostas duplas oubrancas (0 alunos ► 0%)

Comentário

Com 62,5% de acertos, a questão pode ser considerada de dificuldade

média. Para escolher a opção correta (C), o aluno precisava apenas saber

classificar de acordo com a geometria observando os pares de elétrons ligantes

e não ligantes, pois até a estrutura já estava exposta, ou seja, o aluno não

precisaria construí-la.

Os alunos que marcaram os itens B e D correspondem a 31,2%, os

que indicaram a letra B como verdadeira só foram capazes de identificar a

geometria angular presente na molécula da água, já os que responderam o item

B foram capazes de identificar somente a geometria octaédrica presenta na

molécula de Hexafluoreto de Enxofre. Todas as outras geometrias associaram

de forma equivocada. Esperava-se que ao menos a geometria da molécula de

água fosse fácil para identificação, o que não ocorreu.

Os alunos que erraram (37,5%) não foram capazes de reconhecer a

relação que existe entre os pares de elétrons ligantes e não ligantes, e os

ângulos formados, ou talvez, não conseguiram visualizar o compostos em três

72

dimensões.

A questão 1.2 foi selecionada pelo sistema para que 16 alunos a


respostas obtidas.

Questão 1.2




I – Ozônio (O3)

II – Dióxido de Carbono (CO2)


IV – Hexafluoreto de Enxofre (SF6)

( ) OCTAÉDRICA

( ) ANGULAR

( ) LINEAR


73


cima para baixo é:

a) IV, I, II, III

b) I, II, III, IV

c) I, III, IV, II

d) IV, I, III, II

Expectativa de resposta: Letra A.

Habilidade




74

Resultado



Respostas na opção A(opção correta) - (14alunos ► 87,5%)Respostas na opção B(1 aluno ► 6,25%)

Respostas na opção C(1 aluno ► 6,25%)

Respostas na opção D(0 alunos ► o%)

Respostas duplas oubrancas (o alunos ►0%)

Comentário

Trata-se de uma questão de dificuldade baixa, pois 87,5% dos alunos

a acertaram. Para escolher a opção correta (A), o aluno precisava apenas saber

classificar de acordo com a geometria observando os pares de elétrons ligantes

e não ligantes, pois até a estrutura já estava exposta, ou seja, o aluno não

precisaria construí-la.

Os alunos que erraram (12,5%) não reconheceram a relação que

existe entre os pares de elétrons ligantes e não ligantes, e os ângulos formados.

Pode-se pensar que os alunos acertaram mais essa questão por ter exemplos

bem distintos, como o CO2 que pela estrutura apresentada era visível sua

geometria linear, e o O3 que também apresentava uma estrutura visivelmente

angular.

Assim, pode-se chegar á conclusão que a maior dificuldade para

identificar a geometria molecular dos compostos, está relacionada àqueles

compostos um pouco mais complexos como o pentacloreto de fósforo (PCl5) e o

hexafluoreto de enxofre (SF6).

75

A questão 1.3 foi selecionada pelo sistema para que 16 alunos á

respondessem. A seguir será realizada uma análise da questão quanto ás

respostas obtidas.

Questão 1.3




I – Amônia (NH3)

II – Dióxido de Enxofre (SO2)


IV – Tetracloreto de carbono (CCl4)

( ) TETRAÉDRICA

( ) ANGULAR

( ) PIRAMIDAL


76


cima para baixo é:

a) I, II, III, IV

b) III, I, II, IV

c) IV, II, I, III

d) IV, III, I, II


Habilidade




77

Resultado



Respostas na opção A (3alunos ► 18,75%)

Respostas na opção B (1aluno ► 6,25%)

Respostas na opção C(opção correta) - (7alunos ► 43,75%)Respostas na opção D (5alunos ► (31,25%)


Comentário

Com 43,75% de acertos, a questão pode ser considerada de

dificuldade média. Para escolher a opção correta (C), o aluno precisava apenas

saber classificar de acordo com a geometria observando os pares de elétrons

ligantes e não ligantes, pois até a estrutura já estava exposta, ou seja, o aluno

não precisaria construí-la.

Os alunos que erraram (56,25%) não reconheceram a relação que

existe entre os pares de elétrons ligantes e não ligantes, e os ângulos formados.

Questão 02

A questão 2.3 tratava sobre o conceito de ligação metálica, fazendo

com que o aluno entendesse que na ligação metálica ocorre uma liberação de

elétrons para a formação dos cátions. Essa questão objetivou fazer com que o

aluno demonstrasse seu conhecimento quanto ao conceito básico de ligação

metálica. Essa questão foi selecionada pelo sistema para que 17 alunos á


78

respostas obtidas.

Questão 2.3

Complete a afirmação: “A ligação metálica é formada entre metais.

Nesse tipo de ligação ocorre uma certa “__________________” mais externos, e

como consequência a formação de cátions.”

a) “liberação dos prótons”

b) “absorção dos prótons”

c) “liberação dos elétrons”

d) “absorção dos elétrons”


Habilidade

- Entender o conceito de ligação metálica.

Conteúdo: Ligação Metálica

79

Resultado



Respostas na opção A (0alunos ► 0%)

Respostas na opção B (1 aluno► 5,9%)

Respostas na opção C (opçãocorreta) - (12 alunos ► 70,6%)

Respostas na opção D (4alunos ► 23,5%)

Respostas duplas ou brancas(0 alunos ► 0%)

Comentário

O percentual de alunos (70,6%) que escolheram a opção correta (C)

permite considerar-se a questão como de baixo grau de dificuldade. Ela exige do

aluno apenas a compreensão de que para haver a formação de cátions (íons

carregados positivamente) precisa-se que elétrons sejam liberados, que é o que

ocorre na ligação metálica. Pode-se pensar até que os alunos que erraram

(29,4%) não compreendiam a diferença entre prótons e elétrons, e, cátions e

ânions. Pode-se também observar que nenhum aluno colocou como correta a

alternativa A, e apenas 01 aluno colocou a alternativa B como correta,

mostrando que, pelo percentual de acertos, os alunos compreenderam esse

conceito, que na ligação metálica os elétrons são liberados havendo a formação

de cátions. Por ser uma questão objetiva o percentual de alunos que deixaram a

questão em branco é 0%, ao contrário das questões discursivas, apesar de

vermos que nesse caso grande parte dos alunos acertou a questão, mostrando

que o conceito de ligação metálica foi compreendido.

80

Questão 04

A questão 4.2 versava sobre estruturas de ressonância, pedindo para o

aluno indicar, dentre as estruturas apresentadas, a que apresentava

ressonância. Essa questão objetivou fazer com que o aluno demonstrasse seu

conhecimento quanto ao conceito básico de ressonância e estrutura de Lewis,

pois a estrutura de Lewis só “falhou” ao descrever NO2, as demais foram

descritas perfeitamente pela estrutura de Lewis. Essa questão foi selecionada

pelo sistema para que 14 alunos á respondessem. A seguir será realizada uma

análise da questão quanto ás respostas obtidas.

Questão 4.2

Qual estrutura apresenta ressonância?

a) H2O

b) CO2

c) NO2

d) NH3

Expectativa de resposta: Letra C

Habilidade

- Reconhecer compostos que apresentam ressonância;

Conteúdo: Estrutura de Lewis (Ligação química)

81

Resultado




Respostas na opção B (03alunos ► 21,4%)

Respostas na opção C (opçãocorreta) - (05 alunos ►35,7%)Respostas na opção D (04alunos ► 28,6%)


Comentário

Trata-se de uma questão de dificuldade alta, pois apenas 35,7% dos

alunos a acertaram, marcando a opção (C). Observa-se que 64,3% dos alunos

erraram, indicando que não compreenderam que compostos que apresentam

ressonância são aqueles que possuem mais de uma forma de construir sua

estrutura, mudando apenas a posição dos elétrons e não dos átomos. Também

observamos que mesmo sendo uma questão com muitas dúvidas, pois as

respostas foram bem equilibradas entre as alternativas, nenhum aluno deixou

em branco. Como já observado, isso se deve ao fato de ser uma questão

objetiva e que mesmo achando difícil, o aluno tenta uma alternativa para ver se

consegue acertar, mesmo não compreendendo bem o conteúdo.

Essa questão nos leva a pensar em qual seria realmente a dificuldade do

aluno; pois para que essa questão seja respondida, o aluno precisa saber

escrever a configuração eletrônica dos elementos da fórmula do composto

corretamente, ver quantos são os elétrons do orbital mais externos, para ver

como os átomos serão ligados e, assim, observar se o composto possui mais de

uma forma para sua construção.

82

Questão 05

A questão 5.2 versava sobre ligação química, pedindo para os alunos

indicarem a alternativa que apresentava ligação de hidrogênio no composto, com

o objetivo de fazer o aluno demonstrar a sua compreensão do conteúdo. Essa

questão foi selecionada pelo sistema para que 16 alunos á respondessem. A

seguir será realizada uma análise da questão quanto ás respostas obtidas.

Questão 5.2

Qual composto apresenta “Ligação de Hidrogênio”?

a) HCl

b) CH4

c) HI

d) NH3

Expectativa de resposta: Letra D.

Habilidade

- Distinguir quando ocorre uma ligação com moléculas de hidrogênio;

Conteúdo: Forças Intermoleculares

83

Resultado




Respostas na opção B (01aluno ► (7,7%)

Respostas na opção C (03alunos ► 23%)

Respostas na opção D(opção correta) - (04 alunos► 30,8%)Respostas duplas oubrancas (0 alunos ► 0%)

Comentário

Essa questão foi considerada como tendo um grau alto de dificuldade,

indicado pelo Índice de acertos de 30,8%. Os 69,2% restantes dos alunos

apresentaram dificuldade em compreender a ligação de hidrogênio que é a

interação entre os átomos de hidrogênio da molécula com átomos de elementos

com alta eletronegatividade, como é o caso do nitrogênio na molécula NH3.

Questão 06

A questão 6.1 versava sobre o conceito básico da ligação iônica, com o

objetivo de fazer o aluno demonstrar a sua compreensão do conteúdo marcando

a opção que descrevia corretamente características da ligação iônica. Essa



84

Questão 6.1

Assinale a alternativa que melhor caracteriza as ligações iônicas:

a) Atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino

(Transferência de elétrons);

b) Compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos, sendo um

elétron de cada átomo participante da ligação;

c) Movimentação dos elétrons de valência livremente através de todo o

cristal (Os cátions ficam mergulhados em um mar de elétrons).

d) Compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos, onde os dois

elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da

ligação.

Expectativa de resposta: Letra A.

Habilidade

Entender o conceito da ligação iônica e saber diferenciá-lo de outros

tipos de ligações químicas.

Conteúdo: Ligação Iônica.

85

Resultado



Respostas na opção A (opçãocorreta) - (10 alunos ►58,8%)Respostas na opção B (06alunos ► 35,3%)

Respostas na opção C (0alunos ► 0%)

Respostas na opção D (01aluno ► 5,9%)


Comentário

Trata-se de uma questão de dificuldade média, pois 58,8% dos alunos a

acertaram. Para responder à questão os alunos precisavam apenas saber

diferenciar os tipos de ligações químicas, pois cada alternativa era a definição de

um tipo de ligação química. Pode-se observar que 35,3% dos alunos que

erraram, marcaram a alternativa B (Ligação Covalente); e 5,9% dos alunos, a

opção D (Ligação Covalente Coordenada); ou seja, os alunos aprendem com

mais facilidade a ligação covalente, ou aceitam melhor a definição de ligação

química como a definição da ligação covalente, apresentando certa dificuldade

nos outros tipos de ligação.

A questão 6.2 versava sobre características da ligação iônica, solicitando

aos alunos para identificar, dentre os compostos apresentados, quais

apresentavam ligação iônica, com o objetivo de fazer o aluno demonstrar a sua

compreensão do conteúdo quanto a identificação da ligação iônica nos

compostos. Essa questão foi selecionada pelo sistema para que catorze alunos

à respondessem. A seguir será realizada uma análise da questão quanto às

respostas obtidas.

86

Questão 6.2

Considerando os compostos:

I - NaCl

II – CO2

III – LiF

IV – KBr

V – HCl

Dentre eles, quais apresentam ligação iônica?

a) II, III e V

b) I, III e IV

c) I, III e V

d) II, IV e V


Habilidade

Reconhecer condições para ocorrerem ligações iônicas.

Conteúdo: Ionicidade de ligações.

87

Resultado




Respostas na opção B (opçãocorreta) - (04 alunos ►28,6%)Respostas na opção C (06alunos ► 42,8%)



Comentário

Com apenas 28,6% de acertos, a questão pode ser considerada de

dificuldade alta. Para escolher a opção correta (B), o aluno precisava

compreender o conceito de ligação iônica e aplicá-lo nos compostos

apresentados. Aqui também ocorre o que foi dito em questões anteriores; se o

aluno não souber a configuração eletrônica dos elementos, os elétrons de

valência, eles não saberão quais farão ligação covalente, ou ligação iônica e etc.

A maior parte dos alunos (42,8%) marcou a alternativa C como correta

nos mostrando que os conceitos de ligação iônica e covalente ainda são

confusos em suas mentes, ou que o conteúdo configuração eletrônica ainda

apresentava certa dificuldade, pois muitos alunos colocaram o HCl como

fazendo ligação iônica; e se fosse feito a configuração eletrônica, eles veriam

que no HCl a ligação é covalente (compartilhamento de elétrons).

A questão 6.3 versava sobre a ligação iônica no que diz respeito ao

elemento que tende a ceder elétrons e ao que tende a receber elétrons, com o

objetivo de fazer o aluno demonstrar a sua compreensão do conteúdo. Essa

88



Questão 6.3

Complete a afirmação: “Na ligação iônica existe um elemento que tende a

cerder elétrons (__________), e outro que tende a receber elétrons

(_________).

a) Metal – Ânion / Não metal - Cátion

b) Metal – Cátion / Não metal – Ânion.

c) Não metal – Ânion / Metal Cátion

d) Não metal – Cátion / Metal – Ânion


Habilidade

Compreender características relacionadas às ligações iônicas, como

quem tende a ceder elétrons e a receber elétrons.

Conteúdo: Ligação Iônica

89

Resultado




Respostas na opção B(opção correta) - (07alunos ► 41,2%)Respostas na opção C (02alunos ► 11,8%)



Comentário

Essa questão foi considerada como tendo um grau médio de dificuldade,

indicado pelo Índice de Acertos de 41,2%.

Os 58,8% restantes dos alunos erraram por não conseguirem definir uma

ligação iônica, e também não saberem diferenciar um cátion de um ânion.

De forma geral, na questão 06 (6.1, 6.2, 6.3), 21 alunos (43,75%)

responderam á questão corretamente.

4.2.2. Análise das questões discursivas

Questão 2

A questão 2.1 versava sobre a teoria das bandas quanto ao tamanho da

banda gap, com o objetivo de fazer o aluno demonstrar a diferença entre os

sólidos semicondutores e os isolantes. Essa questão foi selecionada pelo

90

sistema para que 17 alunos à respondessem. A seguir será realizada uma

análise da questão quanto às respostas obtidas.

Questão 2.1

A Teoria das Bandas nos mostra que podemos diferenciar os sólidos a

partir da banda gap, que é a diferença entre a banda de valência e a banda de

condução. Levando em consideração o tamanho da banda gap, qual a diferença

entre os sólidos semicondutores e os sólidos isolantes?


Questão 2.1 ► Semicondutores – banda gap pequena (< 2eV);

Isolantes – banda gap grande (> 2eV).

Habilidade

- Diferenciar os sólidos (condutor, semicondutor e isolante) a partir da

banda gap;

Conteúdo: Ligação Metálica (Teoria das Bandas).


Essa questão traz conhecimentos fundamentais para a compreensão

da teoria das bandas, e tem o objetivo de fazer com que o aluno demonstre o

que entendeu quanto à classificação dos sólidos a partir da banda gap.




0,00 11 64,7%

0,01 – 0,25 00 0,0%

91

0,26 – 0,50 00 0,0%

0,51 – 0,75 00 0,0%

0,76 – 1,00 00 0,0%

1,01 – 1,40 02 11,8%


Comentário

Na questão relacionada a ligações metálicas, os alunos apresentaram

erros mais frequentes quanto à descrição da diferença entre sólidos condutores,

semicondutores e isolantes a partir do tamanho da banda gap. Mas, ao

observarem o desenho mostrando as bandas de valência, gap e de condução,

os alunos conseguiram mais facilmente diferenciar os sólidos.

Nessa questão 23,5% dos alunos deixaram a questão em branco e

64,7% responderam incorretamente, assim podemos observar que o conceito de

ligação metálica, como visto numa questão anteriormente analisada, é bem

compreendido, mas quando esse conceito precisa ser aplicado, a dificuldade

surge.

A questão 2.2 versava sobre a teoria das bandas quanto ao tamanho

da banda gap a partir do desenho de estruturas de bandas, com o objetivo de

fazer o aluno identificar os sólidos isolante, semicondutor e condutor. Essa

questão foi selecionada pelo sistema para que 14 alunos à respondessem. A

seguir será realizada uma análise da questão quanto às respostas obtidas.

Questão 2.2

Observando as estruturas de bandas de energia, identifique a

estrutura de bandas para cada tipo de sólido (condutor, semicondutor e isolante):

92

(I)

(II)

(III)


Questão 2.2 ► (I) Isolante; (II) Condutor; (III) Semicondutor.

Habilidade

- Diferenciar os sólidos (condutor, semicondutor e isolante) a partir da

banda gap;

Conteúdo: Ligação Metálica (Teoria das Bandas).


Da mesma forma que na questão anterior, essa também traz o

conteúdo de teoria das bandas, observando o tamanho da banda gap, a

diferença é que nesse caso, os alunos precisariam apenas indicar o tipo do

sólido a partir das imagens de estrutura de bandas. O objetivo fundamental da

questão é fazer o aluno demonstrar a sua compreensão ao classificar os sólidos.




0,00 03 21,4%

93

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 02 14,3%

0,51 – 0,75 00 0,0%

0,76 – 1,00 00 0,0%

1,01 – 1,40 08 57,1%


Comentário

Nessa questão ao observarem os desenhos mostrando as bandas de

valência, gap e de condução os alunos tiveram menos dificuldade em diferenciar

os sólidos, como observado no percentual de alunos que acertaram a questão

completa ou quase completa (57,1%). Eles identificaram com facilidade o sólido

isolante, mas ainda apresentaram certa dificuldade entre os sólidos condutores e

semicondutores.

Questão 03

A questão 3.1 versava sobre a compreensão quanto ao Modelo de

Repulsão do Par de Elétrons na Camada de Valência (RPEV), a Teoria do Orbital

Molecular (TOM), e a Teoria de Ligação de Valência, pedindo aos alunos para

indicarem se as afirmações eram verdadeiras ou falsas, com o objetivo de que

fazer com que o aluno demonstre sua compreensão quanto á ligação covalente

de forma geral. Essa questão foi selecionada pelo sistema para que 20 alunos á


respostas obtidas.

Questão 3.1

Identifique as afirmações verdadeiras e as falsas.

94

I) O Modelo de Repulsão do Par de Elétrons na Camada de Valência

(RPEV) explica os ângulos de ligação das moléculas a partir dos

pares de elétrons ligantes e não ligantes.

II) A Teoria do Orbital Molecular (TOM) nos diz que pela combinação

de 2 orbitais atômicos teremos a formação de 1 orbital molecular

de ligação.

III) Na ligação química todos os elétrons dos átomos participam das

ligações.

IV) Segundo a Teoria da Ligação de Valência (TLV), a sobreposição

dos orbitais atômicos formam as ligações.


Questão 3.1 ► Verdadeiras (I e IV) e Falsas (II e III).

Habilidades

- Compreender o Modelo da Repulsão do Par de Elétrons na

Camada de Valência (RPEV), a Teoria do Orbital Molecular (TOM), Teoria

da Ligação de Valência (TLV);

Conteúdo: Ligação Covalente (Modelo de repulsão do par de elétrons

na camada de valência (RPEV); Teoria do orbital molecular (TOM); Teoria da

ligação de valência (TLV)).


Essa questão é muito importante por tratar de modelos e teoria

importantes para a compreensão da formação de moléculas, das ligações

formadas, dos ângulos de ligações e etc. O objetivo é fazer o aluno mostrar que

entendeu como é utilizada cada teoria ou modelo, a partir da escolha das

afirmações falsas e verdadeiras.

95




0,00 02 10%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 00 0,0%

0,51 – 0,75 04 20%

0,76 – 1,00 11 55%

1,01 – 1,40 02 10%


Comentário

Nessa questão a dificuldade não foi tão grande, pois 55% dos alunos

responderam mais da metade da questão corretamente, 20% respondeu metade

corretamente e 10% a respondeu por completa, ou quase completa. A maior

dificuldade foi quanto á combinação dos orbitais atômicos na Teoria do Orbital

Molecular (TOM). A maioria colocou como verdadeira a afirmação II, mas a

mesma é falsa.

A questão 3.2 versava sobre a compreensão da repulsão causada pelos

pares de elétrons ligantes e livres, através do Modelo de Repulsão do Par de

Elétrons na Camada de Valência (RPEV), com o objetivo de fazer o aluno

demonstrar o que compreendeu sobre como ocorre a repulsão para cada

estrutura, observando os pares de elétrons ligantes e livres. Essa questão foi

selecionada pelo sistema para que 16 alunos á respondessem. A seguir será

realizada uma análise da questão quanto ás respostas obtidas.

Questão 3.2

Usando o Modelo de Repulsão do Par de Elétrons na Camada de

Valência (RPEV), explique porque os ângulos de ligação da água (H2O) e da

96

amônia (NH3) são, respectivamente, 104,5º e 107, 5º. (Na sua explicação mostre

porque o ângulo de ligação da água é menor que os ângulos de ligação da

amônia).


Questão 3.2 ► Nas moléculas os pares de elétrons livres exercem

maiores efeitos repulsivos sobre os demais elétrons de valência do que os pares

ligados, e no caso da água, há 2 pares de elétrons livres e na amônia apenas 1

par de elétrons livres, por isso a repulsão causada pela molécula de água é

maior, resultando num ângulo de ligação menor.

Habilidade

- Compreender o Modelo de Repulsão do Par de Elétrons na Camada

de Valência (RPEV).

Conteúdo: Ligação Covalente


O conteúdo tratado nessa questão faz com que possa-se explicar o

porque de tais ângulos formados nos compostos, a partir dos pares de elétrons

ligantes e não ligantes. Dessa forma, essa questão tem o objetivo de fazer com

que o aluno demonstre que entendeu o conteúdo a partir da argumentação de

porque se formaram tais ângulos de ligação na água (H2O) e na amônia (NH3),

baseado no Modelo de Repulsão do Par de Elétrons na Camada de Valência

(RPEV).




0,00 07 43,75%

97

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 00 0,0%

0,51 – 0,75 02 12,5%

0,76 – 1,00 00 0,0%

1,01 – 1,40 01 6,25%


Comentário

Nessa questão, a maior dificuldade foi com relação á explicação de

porque o ângulo da água é menor que o da amônia, ou seja, pode-se observar

que os alunos não conseguiram entender que a repulsão causada pelos pares

de elétrons não ligantes são maiores que nos pares de elétrons ligantes. Isso

pode ser observado claramente nos percentuais de alunos que conseguiram

responder á questão corretamente (01 aluno ► 6,25%), ou seja, a maioria

respondeu de forma incorreta (07 alunos ► 43,75%) ou deixou a questão em

branco (06 alunos ► 37,5%), mostrando que a questão foi considerada por eles

como de alta dificuldade, pois 81,25% dos alunos não conseguiram responde-la.

Dessa forma, vemos que os alunos não entenderam que os pares de elétrons

livres causam mais repulsão que os pares de elétrons ligantes.

A questão 3.3 tratava sobre o diagrama de energia dos orbitais

moleculares da molécula hélio (He2), com o objetivo de fazer o aluno demonstrar

sua compreensão quanto à formação de moléculas observando os elétrons nos

orbitais de ligação e antiligação. Essa questão foi selecionada pelo sistema para

que doze (12) alunos à respondessem. A seguir será realizada uma análise da

questão quanto às respostas obtidas.

Questão 3.3

Observando o Diagrama de Energia dos Orbitais Moleculares do hélio

(He2), explique porque dizemos que não há a formação dessa molécula.

98


Questão 3.3 ► Não ocorre a formação da molécula de hélio (He2), pois a

mesma quantidade de elétrons que estão nos orbitais de ligação, também estão

nos orbitais de antiligação, e nesse caso, não há nenhum elétron á mais nos

orbitais de ligação para que possa se formar uma molécula.

Habilidade

- Compreender a Teoria do Orbital Molecular (TOM).

- Entender o Diagrama de Energia dos Orbitais Moleculares da

molécula de hélio (He2).

Conteúdo: Ligação Covalente


Nessa questão, o conteúdo tratado, de muita relevância para o aluno, é a

Teoria do Orbital Molecular (TOM), a partir do diagrama de energia dos orbitais

moleculares, onde nessa questão ele irá indicar o porquê de não haver formação

99

da molécula de hélio (He2). O objetivo é fazer o aluno argumentar a não

formação da molécula, baseado no diagrama observado, pois compreendendo o

diagrama de energia das moléculas ele pode saber se há formação ou não das

moléculas, observando os elétrons nos orbitais de ligação e antiligação.




0,00 08 66,7%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 00 0,0%

0,51 – 0,75 00 0,0%

0,76 – 1,00 00 0,0%

1,01 – 1,40 00 0,0%


Comentário

Nessa questão foi visto que os alunos tiveram muita dificuldade em

explicar o porquê se diz que não há formação da molécula de hélio (He2), pois

não conseguiram ver que para haver a formação de uma molécula tem que

existir elétrons nos orbitais de ligação, e no caso do hélio (He2), os elétrons que

tinham nos orbitais de ligação, tinham também nos orbitais de antiligação, não

sobrando nenhum nos orbitais de ligação. Pode-se ver a grande dificuldade dos

alunos ao observar os percentuais quanto á respostas dos mesmos, pois

nenhum aluno conseguiu responder a questão; uma parte tentou (66,7%), mas

não conseguiu, e outros nem tentaram (33,3%).

Questão 4

A questão 4.1 versava sobre a regra do octeto, pedindo para que os

alunos indicassem as estruturas que formavam o octeto e as que não formavam,

100

ou seja, que tinham o nível de valência expandido; com o objetivo de fazer com

que o aluno apresentasse a sua compreensão do conteúdo, lembrando que de

acordo com os orbitais da distribuição eletrônica dos elementos da estrutura, ela

pode formar o octeto ou não. Essa questão foi selecionada pelo sistema para

que 22 alunos à respondessem. A seguir será realizada uma análise da questão

quanto às respostas obtidas.

Questão 4.1

Para que possamos construir a Estrutura de Lewis de uma molécula,

utilizamos os elétrons do nível de valência de cada átomo envolvido, e fazemos

as ligações. Em alguns casos temos a formação do octeto, mas em outros

ocorre, o que chamamos de expansão do nível de valência. Nos compostos a

seguir, identifique quais formam o octeto e quais não formam (ocorre a expansão

do nível de valência).

I) Pentacloreto de fósforo (PCl5)

II) Dióxido de carbono (CO2)

III) Molécula de Nitrogênio (N2)

IV) Hexafluoreto de Enxofre (SF6)


Questão 4.1 ► Formam octeto (II) e (III); Ocorre expansão do nível de

valência (I) e (IV).

Habilidade

- Entender quando ocorre a expansão do nível de valência e a regra

do octeto;

Conteúdo: Estrutura de Lewis

101


Essa questão traz um conteúdo importante para a compreensão da

estrutura atômica, pois o aluno ao compreender a estrutura de Lewis demonstra

que a configuração eletrônica e os elétrons de valência já foram compreendidos;

e a regra do octeto é um avanço nessa compreensão. O objetivo da questão é

fazer o aluno apresentar o seu conhecimento quanto ao conteúdo indicando

onde há a formação ou não do octeto.




0,00 04 18,2%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 03 13,6%

0,51 – 0,75 02 9,1%

0,76 – 1,00 02 9,1%

1,01 – 1,40 08 36,4%


Comentário

Nessa questão, os erros mais frequentem foram com relação à molécula de

nitrogênio (N2), pois muitos alunos confundiram afirmando que nesse caso havia

expansão do nível de valência. Pode-se ver que a dificuldade aqui ainda é

básica, pois pela distribuição eletrônica do nitrogênio observa-se que os orbitais

apresentados são s e p (1º e 2º períodos), indicando a formação do octeto.

Pode-se observar que alguns alunos ainda não conseguem perceber que

alguns compostos não formam o octeto, ou melhor, que a maioria dos

compostos não forma o octeto.

102

A questão 4.3 tratava sobre a quantidade de pares de elétrons ligantes e

não ligantes de algumas estruturas, com o objetivo de fazer o aluno demonstrar

sua compreensão mostrando que entendeu quantos elétrons cada elemento

tinha, quantas ligações foram feitas e quantos pares de elétrons ficaram sem

fazer ligação. Essa questão foi selecionada pelo sistema para que 12 alunos a


respostas obtidas.

Questão 4.3

Quantos pares de elétrons ligantes e quantos não ligantes existem em

cada uma das seguintes moléculas?

a) Água (H2O)

b) Amônia (NH3)

c) Metano (CH4)


Questão 4.3 ► a) 2 pares de elétrons ligantes e 2 pares de elétrons

não ligantes; b) 3 pares de elétrons ligantes e 1 par de elétron não ligante; c)

4 pares de elétrons ligantes e nenhum par de elétron não ligante.

Habilidade

- Identificar os pares de elétrons ligantes e os pares de elétrons livres

dos compostos.

Conteúdo: Estrutura de Lewis


Outra questão importantíssima para a compreensão da estrutura atômica

é essa, onde o aluno irá reconhecer os pares de elétrons ligantes e não ligantes

103

das moléculas apresentadas. Nesse caso, para que o mesmo saiba reconhecer,

ele precisa saber construir a estrutura das moléculas. Então, o objetivo da

questão é fazer o aluno demonstrar o conhecimento adquirido, não só nesse

conteúdo específico, mas nos anteriores, pois para responder essa questão o

aluno precisa do conhecimento prévio sobre configuração eletrônica, elétrons de

valência, ligações covalentes, estrutura de Lewis.




0,00 02 16,7%

0,01 – 0,25 01 8,3%

0,26 – 0,50 02 16,7%

0,51 – 0,75 01 8,3%

0,76 – 1,00 02 16,7%

1,01 – 1,40 04 33,3%


Comentário

Nessa questão, os erros foram bem diversificados, pois os alunos tiveram

erros em todas as estruturas, mas de forma balanceada, ou seja, alguns erraram

os pares de elétrons livres de uma estrutura, outros os ligantes; enfim, apenas

02 alunos erraram a questão por completa, os outros tiveram alguns acertos e

04 alunos acertaram a questão por completa. Observa-se também que nenhum

aluno, mesmo sendo uma questão discursiva, deixou a questão em branco, e

nos leva a pensar que eles achavam que compreendia bem o conteúdo, pois

todos tentaram.

104

Questão 5

A questão 5.1 versava sobre a diferença entre as forças dipolo-dipolo e

dipolo induzido-dipolo induzido quanto à polaridade, com o objetivo de fazer o

aluno demonstrar a sua compreensão do conteúdo. Essa questão foi

selecionada pelo sistema para que 16 alunos à respondessem. A seguir será

realizada uma análise da questão quanto às respostas obtidas.

Questão 5.1

Diferencie as FORÇAS DIPOLO-DIPOLO das FORÇAS DIPOLO

INDUZIDO-DIPOLO INDUZIDO quanto às interações entre as moléculas e sua

polaridade.


Questão 5.1 ►INTERAÇÕES DIPOLO - DIPOLO → Interações entre

moléculas polares; INTERAÇÕES DIPOLO INDUZIDO – DIPOLO INDUZIDO

→ Interações entre moléculas apolares.

Habilidade

- Descrever a diferença entre forças moleculares quanto à polaridade;

Conteúdo: Interações Intermoleculares


Essa questão aborda a diferenciação das interações quanto a sua

polaridade, ou seja, para que o aluno saiba fazer essa diferença ele precisa

saber quanto as substâncias são polares ou apolares. Então o objetivo é fazer o

aluno demonstrar o conhecimento adquirido.

105




0,00 04 25%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 00 0,0%

0,51 – 0,75 02 12,5%

0,76 – 1,00 01 6,25%

1,01 – 1,40 05 31,25%


Comentário

Nessa questão os alunos tiveram dificuldades, mas equilibradas, pois, dos

16 alunos selecionados para responder a questão, 12 alunos tentaram

responder, e desses alunos que tentaram 05 (31,25%) responderam a questão

completamente correta, e 03 alunos acertaram parcialmente a questão, mas

25% dos alunos erraram e 25% nem tentaram.

A questão 5.3 tratava da identificação do tipo de interação entre as

moléculas de NH3 e CH4, com o objetivo de fazer o aluno demonstrar a sua

compreensão do conteúdo. Essa questão foi selecionada pelo sistema para que

19 alunos à respondessem. A seguir será realizada uma análise da questão

quanto às respostas obtidas.

Questão 5.3

Qual tipo de interação ocorre:

a) entre moléculas de NH3?

b) entre moléculas de CH4?

106


Questão 5.3► a) Ligação de hidrogênio ou Ponte de hidrogênio; b)

Forças de dispersão ou Forças de London.

Habilidade

- Identificar o tipo de interação que ocorrem entre algumas moléculas.

Conteúdo: Interações Intermoleculares


Essa questão exige do aluno a compreensão não só da ligação de

hidrogênio, mas de elementos eletronegativos; como também da polaridade das

moléculas para classificar em dipolo - dipolo e dipolo induzido - dipolo induzido,

ou seja, um conteúdo vai puxando outro. E o objetivo é exatamente fazer com

que o aluno expresse indicando o tipo de interação.




0,00 08 42,1%

0,01 – 0,25 00 0,0%

0,26 – 0,50 00 0,0%

0,51 – 0,75 02 10,5%

0,76 – 1,00 00 0,0%

1,01 – 1,40 05 26,3%


107

Comentário

Essa questão apresentou um índice de erros muito alto, pois, dos 19

alunos selecionados para responder a questão, 08 erraram completamente,

05 acertaram por completo e os demais acertaram parcialmente, ou deixaram

em branco. Ou seja, 63,1% dos alunos foram os que deixaram a questão em

branco ou erraram a questão totalmente.

4.3. Erros e dificuldades mais frequentes na avaliação de

recuperação.

A seguir estão expostos dois exemplos retirados da avaliação de

recuperação, referente ao assunto Estrutura de Lewis.

Questão:

Dentre as quatro espécies químicas abaixo, escolha duas, escreva a

Estrutura de Lewis e identifique a geometria das duas moléculas escolhidas.

(Dados: Número atômico - C = 6; O = 8; Cl = 17; B = 5; S = 16).

a) CCl4;

b) CO2;

c) BCl3;

d) SO2.

Figura 29 - Resposta (I) de aluno a questão 04 da avaliação de recuperação.

Nesse caso, o aluno fez as devidas ligações químicas, mas deixou de

indicar os elétrons que não estavam fazendo ligações (elétrons não ligantes).

108

Figura 30 - Resposta (II) de aluno a questão 04 da avaliação de recuperação.

Ao observar o exemplo acima, pode-se observar que o aluno ainda se

reporta a ideia do Modelo Atômico de Dalton com a representação de esferas ou

pensa nas estruturas para representação das geometrias das moléculas; e pode

ser visto também que, pelo que dá a entender, o aluno representa os elétrons de

cada átomo como se fossem átomos de hidrogênio, e a quantidade de elétrons

está representada incorretamente.

4.4. Questões respondidas corretamente por alunos que

participaram dos fóruns de discussão.

A seguir estão algumas imagens das respostas dos alunos que

participaram dos fóruns, em questões que tiveram alto índice de erro, mas onde

eles responderam corretamente.

109

Figura 31 - Resposta (I) correta à questão discursiva 01 da segunda avaliação.

Figura 32 - Resposta (II) correta à questão discursiva 01 da primeira avaliação.

110

Figura 33 – Resposta (I) correta à questão discursiva 02 da primeira avaliação.

Figura 34 – Resposta (II) correta à questão discursiva 02 da primeira avaliação.

111

Figura 35 - Resposta (I) correta à questão discursiva 03 da primeira avaliação.

Foi observado que os alunos que participaram do fórum apresentaram um

melhor aprendizado e, consequentemente, melhor desempenho nas avaliações.

É claro, que isso aconteceu com aqueles alunos que frequentaram

assiduamente o fórum, e não aqueles que entraram uma única vez.

4.5. Discussão da análise das questões e suas dificuldades

Teoria e estrutura atômica

Segundo Benite et al (2010) o estudo dos modelos atômicos é um dos

temas centrais da química, também é um conceito que requer o exercício da

abstração. Os autores defendem que o ensino desse conceito preconiza a

discussão dos modelos científicos construídos historicamente, bem como a

abrangência e as limitações destes, construindo nos aprendizes uma visão

adequada sobre sua natureza e desenvolvimento do conhecimento científico

(BENITE C.R.M.; SILVA FILHO, S. M. e BENITE A.M.C. Elaboração de um

hipertexto para o ensino de modelos atômicos: uma estratégia para o ensino de

química. 33ª RASBQ, 2010).

A concepção inadequada de modelo em sala de aula é outro fator

observado que está diretamente relacionado ao aprendizado do conteúdo, isso

foi observado tanto nos alunos (MASKILL, Roger; JESUS, Helena Pedrosa.;

Asking Model Questions. Education in Chemistry, v. 32, n. 5, pp. 132-134, 1997.),

quanto os professores atuantes e em formação (MELO, Marlene Rios, Estrutura

Atômica e Ligações Química – Uma Abordagem para o Ensino Médio.

Dissertação de Mestrado, Unicamp, 2002.). Melo constatou em sua pesquisa

que apenas 18% dos professores entrevistados concebiam o átomo como uma

112

criação científica, sendo que nesse percentual estavam incluídos professores

mestrandos de uma Universidade pública de São Paulo.

As formas de como os livros didáticos abordam o conceito dos modelos

atômicos também pode ser uma das razões para tais dificuldades, já que esses

livros são considerados um dos mais importantes instrumentos didáticos

utilizados nas escolas (LOPES, Alice Casemiro; Livros didáticos: obstáculos ao

aprendizado da ciência química. Química Nova, v. 1, n.3, 1992. pp. 254-261.),

com consequente efeito nas relações de ensino e aprendizagem, já que a

maioria dos professores tem no livro didático um referencial para a elaboração

de suas estratégias de ensino.

Um dos primeiros momentos em que o conceito de modelo é discutido

no ensino de química é na apresentação do tema “Estrutura Atômica”. Os livros

didáticos (FELTRE, 2005; PERUZZO & CANTO, 1998 e 2007; CARVALHO &

SOUZA, 2007; NOGUEIRA NETO & DIAS, 2005) apresentam geralmente a

mesma sequência: primeiro um capítulo sobre modelos atômicos, seguido de

tabela periódica e, finalmente, ligações químicas. Essa disposição dos

conteúdos é feita de forma fragmentada, ou seja, não se relaciona de maneira

satisfatória o modelo atômico com o modelo particulado da matéria e suas

transformações físicas (MELO, Marlene Rios, Estrutura Atômica e Ligações

Química – Uma Abordagem para o Ensino Médio. Dissertação de Mestrado,

Unicamp, 2002.). Nem antes nem após a apresentação dos vários modelos

atômicos é feita uma discussão adequada para o modelo particulado da matéria,

resultando em concepções alternativas tais como: a dificuldade de aceitação do

vazio entre partículas, concepções atomistas substancialistas, etc. (MORTIMER,

Eduardo Fleury. Concepções atomistas dos estudantes. Química Nova na

Escola, v. 1, maio.1995). Partindo dessas dificuldades e concepções aqui

tratadas e relatadas na literatura foi que o material didático elaborado por

professores UFRN para os alunos na modalidade a distância foi concebido. A

contextualização e os aspectos históricos são levados em conta em cada aula,

além de tratar a evolução dos modelos atômicos como algo inacabado e uma

não verdade absoluta. Entretanto ao realizar a análise das provas da primeira

unidade observa-se que para o aluno o modelo mental que permanece é o de

Dalton, resultado similar foi observado por Marlene e Edmilson (2010)(Marlene

Rios Melo, Edmilson Gomes de Lima Neto, DIFICULDADES DE ENSINO E

113

APRENDIZAGEM DOS MODELOS ATÔMICOS EM QUÍMICA, IV Colóquio

Internacional Educação e Contemporaneidade, ISSN 1982-3657, 2010)

Na avaliação da unidade I da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular,

nas questões 1, 2, 3, 4, que tratam de características relacionadas ao átomo,

como a transmissão de energia, a ejeção dos elétrons da placa metálica, a

diferença entre os termos órbita e orbital, e transição de elétrons entre níveis; o

percentual de acertos foi bem dividido, pois a maioria dos alunos só

conseguiram acertar metade da questão ou menos. Isso pode ter acontecido

pelo fato de os alunos fazerem confusão quanto ao modelo atômico correto e

tentarem responder às questões pensando ainda nos modelos iniciais.

Mas, porque os modelos atômicos de Dalton e Thomson são os que

prevalecem nas mentes dos alunos? Talvez seja pela menor complexidade, ou

por apresentar um nível de abstração menor, pois os outros modelos atômicos

exigem um desenvolvimento mental maior, precisando, assim, que mais

habilidades sejam desenvolvidas.

Dessa forma, observa-se que se a compreensão dos modelos atômicos e

suas estruturas não estiverem bem formadas em suas mentes, diversos

conteúdos serão prejudicados quanto á sua aprendizagem, e então será

formada uma cadeia de dificuldades, se aluno não compreende bem a estrutura

do átomo, não entenderá conteúdos diretamente ligados como a distribuição

eletrônica e o nível de valência; as ligações químicas e como são formadas; a

geometria molecular; enfim, infelizmente, se tornará uma “bola de neve” de erros

e dificuldades. Sobre esse assunto NÚÑEZ e RAMALHO (2012) também

concordam que a estrutura dos átomos é uma etapa muito importante para a

compreensão de conteúdos como a distribuição eletrônica.

Outra dificuldade apresentada pelos alunos, no conteúdo teoria atômica e

outros, é a dificuldade com os cálculos matemáticos. Nas questões, por

exemplo, que envolvem cálculos, como as questões 1, 2 e 4 da avaliação I, os

alunos precisam desenvolver habilidades que envolvem duas disciplinas

(química e matemática), pois além de ter que saber substituir os valores nas

fórmulas e equações químicas, os alunos precisam saber realizar os cálculos

matemáticos.

Nas questões, 4 - objetiva (cálculo da energia de transição do elétron do

átomo de hidrogênio); 1 - discursiva (cálculo da energia cinética do elétron

114

ejetado); 2 - discursiva (cálculo da energia de radiação UV a partir do

comprimento de onda) percebe-se que, alguns erros cometidos com frequência

envolvem a substituição dos valores nas fórmulas ou a troca da operação

aritmética, e também se observa a dificuldade na parte matemática, ou seja, o

aluno consegue substituir os valores corretamente na fórmula, mas ao calcular, o

faz errado. Dessa forma, a compreensão química fica comprometida, pois a

base matemática é o apoio para a disciplina de química. Isso pode ser

observado pelo fato de as questões já trazerem no enunciado as fórmulas/

equações necessárias para a resolução da questão.

O mesmo observado nas provas da disciplina de Arquitetura Atômica e

Molecular foi constatado por SANTOS et al, 2013, que mostrou que 54,4% dos

alunos que responderam á sua pesquisa, afirmaram ser a base matemática a

maior dificuldade na aprendizagem de química.

Ao analisar as avaliações e constatar as dificuldades que os alunos

apresentaram em questões com cálculos, pode-se observar que a maioria das

questões em branco foram as questões discursivas; e dentre as questões

discursivas deixadas em branco, as que necessitavam de cálculos matemáticos

apresentaram percentuais maiores. Assim, observou-se também que quase

todas as questões de múltipla escolha não ficaram em branco. Apenas uma

questão ficou sem resposta. Porque isso acontece? Pode ser que os alunos não

deixaram as questões objetivas em branco por ser mais fácil apenas marcar a

resposta, ou seja, a resposta já está ali, e o aluno precisa apenas diferenciar a

resposta certa das erradas. Alguns até não param pra pensar e analisar as

respostas, apenas marcam.

Já as questões discursivas exigem do aluno um desenvolvimento mental

maior para as responderem, principalmente quando se trata de questões que

necessitam de cálculos matemáticos, como as questões discursivas 1 e 2 da

avaliação I, que pede para calcular a energia cinética do elétron ejetado e a

energia de uma radiação UV, respectivamente.

115

Geometria Molecular

Para que os alunos consigam identificar a geometria molecular, eles

precisam ter vários conceitos já formados em suas mentes, pois para que

classifiquemos os compostos quanto á geometria é preciso que a estrutura dos

mesmos seja construída. Para isso deve-se primeiro fazer a configuração

eletrônica dos átomos dos elementos envolvidos e a partir dos elétrons dos

orbitais externos realizar as ligações. Em seguida, deve-se observar a repulsão

dos pares de elétrons livres e ligantes, para então tentar classificar quanto á

geometria molecular. Dessa forma, se o aluno não compreender bem os

conceitos iniciais já citados, será bem difícil enxergar a geometria do composto.

Nessas questões na prova, o índice de acerto foi maior, talvez tenha sido

pelo fato de a estrutura dos compostos já estarem construídas, e as opções de

respostas estarem ao lado. Mas, então, qual a dificuldade dos alunos que não

conseguiram chegar ao acerto? Pode-se pensar que a dificuldade tenha sido por

não reconheceram a relação que existe entre os pares de elétrons ligantes e não

ligantes, e os ângulos formados, ou ainda, quanto à visualização dos compostos

em três dimensões, pois segundo Fernandez e Marcondes (2006) as

dificuldades dos estudantes em geometria molecular estão relacionadas com as

dificuldades de visualização tridimensional; o que pode ter ocorrido nas três

questões sobre geometria molecular.

Ligações Químicas

Para que os alunos pudessem responder ás questões relacionadas ás

ligações químicas nas provas, eles precisavam apenas saber diferenciá-las.

Mas, essa não é uma habilidade fácil para eles, pois a maioria só consegue

pensar em ligações químicas como sendo as ligações covalentes ou iônicas,

como mostra Garcia Franco e Garritz Ruiz (2006, apud CARVALHO et al, 2009),

quando afirmam que para os alunos a ligações consideradas verdadeiras são as

iônicas e covalentes, ou seja, para eles só existem esses dois tipos de ligações.

E dessa forma, as ligações metálicas, polares e ligações de hidrogênio são

alguma coisa diferente das ligações verdadeiras.

Esse conteúdo apresenta vários erros, pois dependem de muitos

116

conceitos prévios, por exemplo, na questão 4.3 onde os alunos devem indicar o

número de pares de elétrons ligantes e não ligantes, eles precisam construir as

estruturas dos compostos realizando as suas ligações químicas, para então

observar quanto são os elétrons que participam e não participam das ligações;

porém, pouco mais de 50% dos alunos acertaram metade ou mais da questão.

Observa-se que nessa questão a dificuldade maior foi quanto a formação das

ligações, ou seja, os alunos que apresentaram dificuldades não conseguiram

representar corretamente as ligações químicas. Assim, observamos o que já foi

afirmado por CARVALHO et al, 2009, quando mostra que os estudantes

apresentam concepções erradas e confusas quanto ao conceito de ligação

química, pois os conceitos utilizados no conteúdo de ligações químicas estão

relacionados com a constituição da matéria, que são conceitos com grande nível

de abstração.

Em algumas questões das provas da disciplina Arquitetura Atômica e

Molecular, pode ser observada essa dificuldade, pois ao tentarem construir a

estrutura de Lewis de alguns compostos, uma parte dos alunos a fizeram com a

representação de esferas; reportando-se ao modelo de Dalton. Mas será que

essa é a única dificuldade quanto á compreensão do átomo e sua estrutura?

Não. Se o aluno não tiver em mente o modelo atômico atual, ainda pensar no

átomo com os modelos antigos, os conteúdos posteriores não terão sentido em

suas mentes, como nos mostra GOMES e OLIVEIRA (2007) ao dizer que se o

aluno aceitar como correto o Modelo Atômico de Dalton, que não apresentava

divisão de partículas, ou o Modelo Atômico de Thomson, que já apresentava a

partícula negativa (o elétron), mas não o conceito de eletrosfera; conteúdos

como ligações químicas, magnetismo e emissões de fótons também serão de

difícil aprendizagem.

Ainda pensando na dificuldade quanto á construção das estruturas dos

compostos, nos voltamos á questão sobre ressonância (questão 4.2) presente

nas provas. Nesse conteúdo, os alunos precisam compreender que compostos

que apresentam ressonância são aqueles que possuem mais de uma forma de

construir sua estrutura, mudando apenas a posição dos elétrons e não dos

átomos. Mesmo sendo uma questão objetiva, onde muitos imaginam ser mais

fácil; apenas 35,7% dos alunos á responderam corretamente. As outras

respostas foram bem variadas e nos leva á pensar: Como nessa questão estava

117

representada apenas a fórmula molecular e não a estrutural, será que os alunos

não compreenderam somente o conteúdo relacionado á ressonância? Ou não

souberam responder por não saberem construir a estrutura dos compostos

colocados nas alternativas? E pode-se pensar ainda mais longe; será que a

dificuldade vem desde a configuração eletrônica? Porque se não souberem

escrever a configuração eletrônica dos elementos, encontrar os elétrons de

valência, e então construir a estrutura; não conseguirão ver se o composto

apresenta ressonância ou não.

Ao observar a questão 4.1 que pede para o aluno identificar entre os

exemplos quais formam o octeto e em quais ocorre a expansão do nível de

valência, pode-se perceber que alguns alunos ainda não conseguem enxergar

que alguns compostos não formam o octeto, ou melhor, que a maioria dos

compostos não forma o octeto. Mortimer (1994, apud CARVALHO et al, 2009)

confirma isso quando mostra que a maioria dos estudantes, após passarem pelo

ensino formal, continuam com dificuldades relacionadas a ligação química,

associando-as apenas á regra do octeto, ou seja, para eles a ligação química

estará correta quando os compostos alcançarem estabilidade formando o octeto.

Mas, ainda podemos pensar que, a dificuldade, além de ser o fato de achar que

para alcançar estabilidade os compostos devem obedecer à teoria do octeto,

como os alunos conseguirão identificar tal diferença se alguns ainda não

possuem a habilidade bem desenvolvida quanto á construção das suas

estruturas? Infelizmente, cada dificuldade identificada nos leva ao

questionamento inicial. Como o aluno compreenderá todo o conteúdo da

disciplina Arquitetura Atômica e Molecular se o aluno não apresenta segurança

quanto ao conteúdo inicial que é a estrutura do átomo, pois segundo Gomes e

Oliveira (2007), os alunos apresentam dificuldades com ideias abstratas, como o

modelo atômico e suas estruturas, e consequentemente as interações

moleculares. Esse exemplo confirma que a aprendizagem quanto a estrutura

atômica interfere no desenvolvimento dos demais conteúdos, como as

interações moleculares.

118

4.6. Análise da participação dos alunos nos fóruns de

discussão.

Uma ferramenta fundamental para a educação á distância é o fórum de

discussão, pois é através desse ambiente virtual que o professor/tutor/aluno

interagem discutindo temas de estudo da disciplina para que qualquer

dificuldade que possa surgir durante os estudos, sejam sanadas, e

conhecimentos sejam acrescentados.

A cada semana de aula um tema específico era tratado no fórum de

discussão para que os alunos pudessem expor suas idéias sobre o tema e

juntos estudarmos e avançarmos no assunto. Foram 10 fóruns abertos para as

aulas de 01 a 13, além dos fóruns antes de cada avaliação para o

esclarecimento de dúvidas.

Se for observada a participação dos alunos nos fóruns, separadamente, e

tomar como base o número total de alunos matriculados (154 alunos), os dados

do quadro 18 descrevem o resultado.

Quadro 19 - Participação dos alunos em cada fórum de discussão.

FÓRUM DE DISCUSSÃO NÚMERO DE ALUNOS

PARTICIPANTES

PERCENTUAL

Fórum (Aulas 01 e 02) 09 5,8%

Fórum (Aula 03) 11 7,1%

Fórum (Aula 04) 06 3,9%

Fórum (Aulas 05 e 06) 07 4,5%

Fórum (Aula 07) 07 4,5%

Fórum (Aula 08) 07 4,5%

Fórum (Aulas 09 e 10) 02 1,3%

Fórum (Aula 11) 03 1,9%

Fórum (Aula 12) 03 1,9%

Fórum (Aula 13) 02 1,3%

De forma geral, sem se deter ao número de alunos que participaram em

cada fórum, viu-se que 24 alunos, ou 15,6% dos alunos matriculados,

119

participaram pelo menos uma vez de algum fórum de discussão aberto na

página da disciplina.

Ainda foi observado que, dos 24 alunos que participaram, 10 alunos

conseguiram aprovação final na disciplina Arquitetura Atômica e Molecular. Isso

quer dizer que, 42% dos alunos que mantiveram uma interação professor - aluno

- tutor conseguiram, no mínimo, alcançar o conhecimento necessário para a

aprovação.

Fica então a pergunta, e porque os outros alunos também não

conseguiram a aprovação, já que estavam acompanhando o fórum? Foi visto

que esses foram exatamente os alunos que participaram apenas uma ou, no

máximo, duas vezes no fórum, enquanto os outros participaram mais que isso.

Mesmo obtendo certo resultado positivo com os alunos que participaram

dos fóruns, fica a seguinte interrogação: Foram 154 alunos matriculados; apenas

24 acessaram ao fórum; e os outros 130 alunos matriculados? Será que

acompanharam de alguma forma a disciplina? Dessa forma, cada aluno foi

analisado individualmente com relação ao acesso á página da disciplina, para

saber se os alunos que foram aprovados e não participaram dos fóruns

acompanharam assiduamente as atividades e materiais disponibilizados na

nossa sala de aula virtual, que é a página da disciplina na internet.

4.7. Análise quanto ao acesso aos vídeos e materiais

disponibilizados na página da disciplina.

Como já foi dito anteriormente, os alunos, na disciplina, têm acesso á um

material base (impresso), para que acompanhem as aulas. Esse material

contêm alguns exercícios para que eles testem o seu aprendizado. Assim, a

cada aula, foram disponibilizadas as expectativas de respostas referentes aos

exercícios da aula que estava sendo tratada.

Foi observado, então, ao final do semestre, a participação dos alunos com

relação ao acesso á página da disciplina para consultar essas expectativas de

respostas disponibilizadas a cada semana de aula. Através dessa análise foi

visto que, dos 154 alunos matriculados, apenas 8,4% dos alunos acessaram,

pelo menos uma vez, cada expectativa de resposta das aulas do material base;

60,4% dos alunos não acessaram nenhuma expectativa de resposta das aulas; e

120

31,2% dos alunos acessaram as expectativas, mas não todas. Esses

percentuais podem ser observados na figura 38.

Figura 36 - Acesso á página da disciplina, a fim de observar as expectativas de

resposta das aulas.

Nenhuma expectativa de resposta

acessada (93 alunos ► 60,4%)

Todas as expectativas de resposta

acessadas (13 alunos ► 8,4%)

Algumas expectativas de resposta

acessadas (48 alunos ► 31,2%)

Além das expectativas de resposta das aulas do material base, foi visto o

acesso ao material suporte, como listas de exercício extra e suas expectativas

de resposta, resumo sobre a evolução do modelo atômico, o passo a passo da

construção de um orbital molecular, exercícios de revisão e suas expectativas de

respostas, e etc. Aqui, também, foi observado que foram poucos os alunos que

acompanharam a disciplina de forma plena, pois somente 10,4% dos alunos

matriculados acessaram, pelo menos uma vez, cada material disponibilizado na

página da disciplina; 43,5% dos alunos acessaram os materiais, mas não todos;

39,6% dos alunos não acessaram nenhum material disponibilizado; e 6,5% dos

alunos acessaram apenas um material extra. Na figura 39 esses percentuais

serão melhor observados.

121

Figura 37 - Acesso á página da disciplina, a fim de observar os materiais extra

disponibilizados.

Nenhum material acessado (61

alunos ► 39,6%)

Apenas um material acessado (10

alunos ► 6,5%)

Todos os materiais acessados (16

alunos ► 10,4%)

Alguns materiais acessados (67

alunos ► 43,5%)

Por fim, com relação ao acesso a algumas formas/metodologias de

aprendizagem disponíveis para os alunos, foi analisado o acesso aos vídeos-

aula pelos alunos. Nesse aspecto, somente 7,1% dos alunos acessaram todos

os vídeos pelo menos uma vez cada; 26% dos alunos acessaram alguns

vídeos, não todos; 14,3% dos alunos acessaram apenas um vídeo; e 52,6% dos

alunos não acessaram nenhum vídeo disponível, como pode ser observado na

figura 40.

Figura 38 - Acesso á página da disciplina, a fim de observar os vídeos.

Nenhum vídeo acessado (81 alunos ►

52,6%)

Apenas um vídeo acessado (22 alunos

► 14,3%)

Alguns vídeos acessados (40 alunos

► 26%)

Todos os vídeos acessados (11 alunos

► 7,1%)

A partir dessas análises, observa-se que, boa parte dos alunos que

não participaram do fórum, também não acessou a página da disciplina para,

pelo menos, consultar o material disponibilizado. Assim, grande parte da

122

reprovação pode ser justificada pela falta de acesso, pois sem o acesso á página

da disciplina, qualquer meio que o professor utilizar para melhorar a

aprendizagem será inválido para esse aluno que não acessa.

4.8. Análise da participação dos alunos nos questionários

avaliativos.

Para compor a nota da unidade I, juntamente com a avaliação, foram

realizados dois questionários avaliativos. O questionário avaliativo I, que

envolveu as aulas 01, 02 e 03, contou com a participação de uma parcela

pequena da turma; 35 alunos (22,7%) participaram desse questionário avaliativo.

E com relação ao questionário avaliativo II, que envolveu os assuntos da aula 01

á 06, o número de alunos participando aumentou pouco; nesse questionário

somente 45 alunos (29,2%) responderam ao questionário.

Dentre os alunos que participaram dos questionários avaliativos, foi

observado que dos 17 alunos aprovados na disciplina, 10 realizaram os dois

questionários, 5 realizaram somente um questionário, e apenas 2 alunos não

participaram de nenhum questionário avaliativo, o que os fez buscar recuperar a

nota perdida na unidade II e na avaliação de recuperação.

4.9. Análise da frequência dos alunos ás avaliações.

A avaliação da unidade I foi realizada de forma escrita nos pólos onde

cada aluno estava matriculado, e já na primeira avaliação houve um pequeno

número de alunos que realizaram a avaliação, pois, dos 154 alunos

matriculados, somente 75 alunos foram realizar a avaliação. Ou seja, menos da

metade dos alunos estavam participando da disciplina já na primeira unidade

(48,7%).

Na segunda avaliação, on line, realizada nos pólos, houve ainda uma

queda no número de alunos que participaram da avaliação anterior. Nessa

avaliação contamos com 48 alunos, ou seja, 31,2% dos alunos matriculados.

Uma síntese dos resultados é apresentada no quadro 19, contendo o

número de alunos matriculados por polo em comparação com o

número/percentual de alunos que realizaram as avaliações, também por polo.

123

Quadro 20 - Frequência dos alunos ás avaliações, por polo.

PÓLO ALUNOS

MATRICULADOS

ALUNOS QUE

REALIZARAM A

AVALIAÇÃO I

ALUNOS QUE

REALIZARAM A

AVALIAÇÃO II

Campina

Grande/PB

03 01 (33,3%) ---

Currais Novos/RN 42 21 (50%) 15 (35,7%)

Extremoz/RN 44 21 (47,7%) 15 (34,1%)

Lajes/RN 01 --- ---

Luís Gomes/RN 05 02 (40%) 01 (20%)

Macau/RN 27 16 (59%) 06 (22,2%)

Maceió/AL 01 --- ---

Marcelino Vieira/RN 03 01 (33,3%) 01 (33,3%)

Nova Cruz/RN 23 11 (47,8%) 08 (34,8%)

Petrolina/PE 03 02 (66,7%) 02 (66,7%)

Tabira/PE 02 --- ---

TOTAL 154 75 48

Pode-se observar que desde o início da disciplina houve uma grande

evasão com os alunos, que cancelaram, trancaram ou foram reprovados por

faltar às atividades realizadas. Muitos desses alunos que não realizaram

nenhuma avaliação, nunca se fizeram presentes nas discussões no fórum,

atividades on line, ou mesmo a visitas á página.

4.10. Disciplinas com maior percentual de reprovações de

2009.1 á 2012.1 do curso de licenciatura em Química –

EaD – UFRN.

O Curso de Química - à distância, oferecido pela Universidade Federal do

Rio Grande do Norte - UFRN, conta, na sua estrutura curricular, com 41

disciplinas, divididas em 8 semestres/níveis. Essas disciplinas são:

124

A Vida no Ambiente (60h);

Arquitetura Atômica e Molecular (60h);

Astronomia (90h);

Biodiversidade (60h);

Cálculo I (60h);

Cinética e Propriedades de Superfícies (60h);

Cinética Experimental (60h);

Ciências da Natureza e Realidade (60h);

Didática (60h);

Diversidade Química do Ambiente (60h);

Educação e Realidade (60h);

Energia (90h);

Estágio Supervisionado em Ensino de Química I (100h);

Estágio Supervisionado em Ensino de Química II (150h);

Estágio Supervisionado em Ensino de Química III (150h);

Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio (60h);

Física e Meio Ambiente (60h);

Fundamentos da Educação (60h);

Geometria Analítica e Números Complexos (90h);

Geometria Plana e Espacial (60h);

Indústria Química e Sociedade (60h);

Informática e Educação (90h);

Instrumentação para o Ensino de Química I (60h);

Instrumentação para o Ensino de Química II (60h);

Instrumentação para o Ensino de Química III (60h);

Instrumentação para o Ensino de Química IV (60h);

Leitura, Interpretação e Produção de Textos (75h);

Libras (60h);

Manipulação dos Compostos Orgânicos (60h);

Matemática e Realidade (60h);

Medidas e Transformações Químicas (30h);

125

Mineralogia (60h);

Pré-Cálculo (60h);

Psicologia da Educação (60h);

Química da Vida (60h);

Química de Materiais (60h);

Relação entre Estrutura Química e Atividade Biológica (60h);

Seminários de Química (90h);

Síntese e Caracterização de Produtos Naturais (60h);

Termoquímica e Equilíbrio (90h);

Vivenciando a Química Ambiental (60h).

Alguns semestres foram utilizados como referência para que

fosse possível analisar aqui, nas disciplinas ofertadas pela EaD ao Curso de

Licenciatura em Química, quais são as 10 disciplinas que apresentam maior

índice de reprovação. Lembrando que esses dados estão levando em

consideração apenas alunos aprovados ou reprovados; não constando alunos

que cancelaram a matrícula ou trancaram a disciplina.

No primeiro semestre do ano de 2009, a EaD - UFRN ofertou, ao

Curso de Licenciatura em Química, 18 disciplinas, e o índice de reprovação em

cada uma, é apresentada no quadro 21.

Quadro 21 - Percentual de reprovações no semestre 2009.1.

Nome da Disciplina Alunos Matriculados % Reprovados

Cálculo I 269 82,2%

Geometria Analítica e Números

Complexos

222 77%

Geometria Plana e Espacial 297 73,4%

Diversidade Química do Ambiente 99 67,7%

Arquitetura Atômica e Molecular 158 63,3%

Química da Vida 14 57,1%

Física e Meio Ambiente 321 55,5%

Energia 311 54,3%

Ciências da Natureza e Realidade 535 44,3%

126

Leitura, Interpretação e Produção de

Textos

912 39,4%

No segundo semestre de 2009, a EaD - UFRN ofertou 20 disciplinas

para os alunos do Curso de Química - Licenciatura, e os índices de

reprovações das 10 disciplinas também estão apresentados em forma de quadro

22.



Vivenciando a Química Ambiental 77 88,3%



Arquitetura Atômica e Molecular 247 75%


Complexos

356 75%


Pré-Cálculo 450 72,2%

Medidas e Transformações

Químicas

107 67,3%


Astronomia 399 63,7%

Em 2010.1, foram ofertadas 27 disciplinas ao Curso de Química -

Licenciatura à distância, apresentadas no quadro 23, em ordem decrescente de

percentual de reprovação.



Termoquímica e Equilíbrio 38 100%



127


Complexos

272 80,5%

Diversidade Química do Ambiente 55 80%



Experimentos de Termoquímica e

Equilíbrio

17 70,6%

Biodiversidade 67 64,2%


Já no segundo semestre de 2010, foram ofertadas 26 disciplinas, com

os seguintes percentuais de reprovações no quadro 24.



Experimentos de Termoquímica e

Equilíbrio

01 100%

Termoquímica e Equilíbrio 68 78%


Complexos

233 76%




Matemática e Realidade 169 66,3%

Cinética e Propriedades de

Superfícies

56 66,1%

Arquitetura Atômica e Molecular 245 62%


Em 2011.1, foram 23 disciplinas ofertadas, apresentado o seguinte

percentual de reprovação no quadro 25.

128

Quadro 25 - Percentual de reprovações no semestre 2011.1





Matemática e Realidade 99 73,7%



Termoquímica e Equilíbrio 32 68,8%

Relação entre Estrutura Química e

Atividade Biológica

22 68,2%


Complexos

325 63,4%


Em 2011.2, as 16 disciplinas ofertadas e seus percentuais de

reprovação podem ser observados no quadro 26;


Nome das Disciplinas Alunos Matriculados % Reprovados


Energia 96 84,4%




Informática e Educação 54 55,6%


Cinética e Propriedades de

Superfícies

84 44%

Química de Materiais 58 43,1%

Mineralogia 60 38,3%

E, por fim, no semestre 2012.1, das 19 disciplinas ofertadas,

129

observam-se os seguintes dados no quadro 27.



Ciências da Natureza e Realidade 5 100%



Síntese e Caracterização de

Produtos Naturais

9 77,8%


Medidas e Transformações

Químicas

22 72,7%


Complexos

42 71,4%

Psicologia da Educação 39 69,2%



Se observar, as disciplinas com os índices mais elevados de reprovações

são, basicamente, disciplinas que envolvem cálculos ou apresentem um nível

maior de abstração dos conteúdos.

Mas, pode-se pensar, levando em consideração a participação dos alunos

na disciplina Arquitetura Atômica e Molecular (2012.1) analisada nesta pesquisa,

que parte da reprovação apresentada nessas disciplinas se deve a falta de

participação dos alunos nos instrumentos de aprendizagem disponibilizados pelo

professor na sala de aula de cada disciplina, pois se o aluno não acessa a

página, de nada adianta buscar utilizar tantos meios para a aprendizagem.

130

V. CONCLUSÕES

Observando as análises feitas nas avaliações dos alunos, pode-se

concluir que:

► As principais dificuldades encontradas estão relacionadas a abstração

que o conteúdo da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular está baseado, pois

a base da disciplina é a compreensão do átomo, e como o átomo é algo que não

se pode ver, precisa-se de um modelo para representá-lo, dessa forma os alunos

têm dificuldades em compreendê-lo. Uma grande parte dos alunos trazem as

dificuldades do ensino médio e permanecem com elas, tendo em mente,

principalmente, o modelo atômico de Dalton que é o mais simples de

compreender; por esse motivo, torna-se difícil compreender a divisão do átomo

(núcleo – prótons e nêutrons / eletrosfera – elétrons). Mesmo os alunos com

uma base – ensino médio – mais segura, ainda sentem dificuldades na

compreensão do átomo, mas com dedicação conseguem superar as

dificuldades.

Os alunos apresentam dificuldade em compreender os modelos atômicos,

dessa forma, os assuntos seguintes tornam-se mais complicados, pois

dependem da compreensão inicial – a estrutura do átomo; como pode ser

observado nos estudos realizados por Fernandez e Marcondes (2006, apud

CARVALHO et al, 2009), que afirmam: “as dificuldades conceituais que os

alunos apresentam sobre o tema ligação química são atribuídas a problemas

mais básicos como a compreensão da natureza de átomos e moléculas.”

Assim, por já apresentarem dificuldades vindas do ensino médio, os

alunos ingressantes no nível superior de ensino se deparam com dificuldades

ainda maiores na graduação; principalmente em química. Ou seja, a estrutura

atômica é um conteúdo de grande importância para os estudantes e

profissionais em química, e, se esse não for bem compreendido, acarretará em

problemas de compreensão nas disciplinas que os alunos posteriormente irão

cursar; e em dificuldades de avanço profissional para os que já concluíram a

graduação em química. FRANÇA et al, 2009, afirmam que a aprendizagem do

conceito de estrutura atômica é muito importante para que os alunos possam ter

visão da estrutura da matéria.

Foi observado também que os alunos apresentam grande dificuldade na

131

compreensão dos conceitos relacionados às ligações químicas, à geometria

molecular e estrutura de Lewis dos compostos. Fernandez e Marcondes (2006)

afirmam: “Mesmo após uma educação formal em Química, os estudantes

apresentam falhas na compreensão dos conceitos químicos e não conseguem

fazer relações importantes”.

► As dificuldades também envolvem as operações básicas da

matemática (aritmética), pois uma boa quantidade de alunos sabia substituir os

valores nas equações químicas, mas não conseguiram realizar a operação

corretamente, ou não conseguiram fazer alterações simples nas equações para

isolar o que precisava calcular.

► A disciplina Arquitetura Atômica e Molecular (2012.1), começou com

evasão, pois dos 154 alunos que fizeram a matrícula na disciplina, apenas 75

realizaram a avaliação I e 48, a avaliação II. Além da frequência as avaliações

pode-se utilizar também a participação nos fóruns, onde 130 alunos não

participaram de nenhum fórum; a participação nas atividades avaliativas, onde,

no questionário avaliativo I, 119 não participaram, e no questionário avaliativo II,

109 também não participaram. E avaliando quanto aos acessos aos materiais,

foi visto que nas expectativas de respostas 93 alunos nunca acessaram

nenhuma expectativa; nos vídeo-aulas, 81 alunos nunca acessaram nenhum

vídeo; e nos materiais extra, 61 alunos também nunca acessaram. Isso sem

levar em conta os alunos que entraram na página e observaram apenas um item

disponibilizado e não acessaram mais a página. Esse aluno pode-se até

considerar que foi um aluno que praticamente não acessou a página da

disciplina.

Se forem observados os dados obtidos e calculado uma média para ver

quantos alunos estavam participando de forma plena na disciplina, sem contar a

presença as avaliações, pois alguns alunos que foram responder as avaliações

estavam completamente ausentes durante as semanas de aulas, no que diz

respeito ao acesso e participação em todos os meios oferecidos para

aprendizagem na sala de aula virtual; pode-se ver que 24 alunos estavam

acompanhando a disciplina, ou seja, apenas 15,6% dos alunos. Esse cálculo foi

feito analisando a participação total em cada atividade, pois tivemos; 24 alunos

participando do fórum; 13 alunos que acessaram pelo menos uma vez cada

expectativa de resposta; 16 alunos que acessaram todos os materiais extra; 11

132

alunos que acessaram todos os vídeo-aulas; 35 alunos que responderam ao

questionário avaliativo I; e, 45 alunos que responderam ao questionário

avaliativo II.

► Foi observado também que o índice de reprovação em outras

disciplinas é alto. Se for feita uma comparação com a disciplina “Arquitetura

Atômica e Molecular” (2012.1) e for levada em consideração a grande falta de

participação dos alunos pode-se concluir que nas outras disciplinas e em

semestres anteriores também ocorreu o mesmo, causando esses altos

percentuais de reprovação. Mas, não pode deixar de observar que aquelas

disciplinas com maior utilização de cálculos, e maior necessidade de

compreensão do átomo (quanto á sua divisão, ligações, estruturas, etc) também

apresentaram grande percentual de reprovação.

Enfim, as disciplinas da EaD apresentam um obstáculo para a

aprendizagem que é a distância física, pois da mesma forma que no ensino

presencial o aluno necessita assistir as aulas e realizar as atividades para uma

melhor aprendizagem; na EaD também é preciso que os alunos frequentem as

salas de aula virtuais e realizem/participem das atividades propostas, pois

através dessa interação professor/ aluno/ tutor, proporcionado pelo ambiente

virtual - Moodle, a dúvida surgirá e será esclarecida.

133

REFERÊNCIAS

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mundo. Revista Brasileira de Aprendizagem Aberta e a Distância, v.

10, 2011. Disponível em:

http://www.abed.org.br/revistacientifica/Revista_PDF_Doc/2011/Artigo_07.

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Tecnologias na Educação. 01 de Dezembro de 2007. Disponível em:

http://www.cinted.ufrgs.br/ciclo9/artigos/8cErlinda.pdf Acesso em: 21 de

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5. BRASIL. Lei de Diretrizes e Bases da Educação Nacional, nº 9.394, de

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http://portal.mec.gov.br/arquivos/pdf/ldb.pdf Acesso em: 24 de Junho de

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6. CARVALHO, Allana Souza de; BUENO, Samira Guissoni; SILVA,

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%20MODELOS%20DOS%20ALUNOS%20A%20PARTIR%20DA%20VIS

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140

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http://www.scielo.br/pdf/qn/v25s1/9408.pdf

141

ANEXO

142

ESTRUTURA CURRICULAR

QUÍMICA - A DISTÂNCIA - MTN - LICENCIATURA

1º PERÍODO

EDF0001 - CIÊNCIAS DA NATUREZA E REALIDADE - 60h

EDM0001 - MATEMÁTICA E REALIDADE - 60h

EDM0002 - GEOMETRIA PLANA E ESPACIAL - 60h

FPD0001 - EDUCAÇÃO E REALIDADE - 60h

PED5001 - INFORMÁTICA E EDUCAÇÃO - 90h

CH TOTAL: 330h

2º PERÍODO

DAE0016 - ENADE - INGRESSANTE - 0h

EDM0003 - PRÉ-CÁLCULO - 60h

EDM0004 - GEOMETRIA ANALÍTICA E NÚMEROS COMPLEXOS - 90h

EDQ0001 - ARQUITETURA ATÔMICA E MOLECULAR - 60h

EDQ0002 - MEDIDAS E TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS - 30h

FPD0003 - FUNDAMENTOS DA EDUCAÇÃO - 60h

CH TOTAL: 300h

3º PERÍODO

DHG0023 - LEITURA, INTERPRETAÇÃO E PRODUÇÃO DE TEXTOS - 75h

EDF0002 - FÍSICA E MEIO AMBIENTE - 60h

EDM0006 - CÁLCULO I - 60h

EDQ0003 - DIVERSIDADE QUÍMICA DO AMBIENTE - 60h

EDQ0005 - INSTRUMENTAÇÃO PARA O ENSINO DE QUÍMICA I - 60h

EDQ0006 - QUIMICA DA VIDA - 60h

CH TOTAL: 375h

4º PERÍODO

EDF0003 - ENERGIA - 90h

EDQ0008 - INSTRUMENTAÇÃO PARA O ENSINO DE QUÍMICA II - 60h

EDQ0024 - MANIPULAÇÃO DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS - 60h

EDQ0025 - TERMOQUÍMICA E EQUILÍBRIO - 90h

143

PED5000 - DIDÁTICA - 60h

CH TOTAL: 360h

5º PERÍODO

EDB0001 - BIODIVERSIDADE - 60h

EDQ0010 - EXPERIMENTOS DE TERMOQUÍMICA E EQUILÍBRIO - 60h

EDQ0011 - INSTRUMENTAÇÃO PARA O ENSINO DE QUÍMICA III - 60h

EDQ0017 - RELAÇÃO ENTRE ESTRUTURA QUÍMICA E ATIVIDADE

BIOLÓGICA - 60h

FPD0005 - PSICOLOGIA DA EDUCAÇÃO - 60h

CH TOTAL: 300h

6º PERÍODO

CQD0001 - ESTÁGIO SUPERVISIONADO EM ENSINO DE QUÍMICA I - 100h

EDF0004 - ASTRONOMIA - 90h

EDQ0004 - VIVENCIANDO A QUÍMICA AMBIENTAL - 60h

EDQ0012 - CINÉTICA E PROPRIEDADES DE SUPERFÍCIES - 60h

EDQ0016 - INSTRUMENTAÇÃO PARA O ENSINO DE QUÍMICA IV - 60h

CH TOTAL: 370h

7º PERÍODO

CQD0002 - ESTÁGIO SUPERVISIONADO EM ENSINO DE QUÍMICA II - 150h

EDG0001 - MINERALOGIA - 60h

EDQ0026 - CINÉTICA EXPERIMENTAL - 60h

EDQ0027 - SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DE PRODUTOS NATURAIS - 60h

CH TOTAL: 330h

8º PERÍODO

DAE0019 - ENADE - CONCLUINTE - 0h

DFS5020 - A VIDA NO AMBIENTE - 60h

CQD0003 - ESTÁGIO SUPERVISIONADO EM ENSINO DE QUÍMICA III - 150h

EDQ0014 - QUÍMICA DE MATERIAIS - 60h

EDQ0020 - INSDÚSTRIA QUÍMICA E SOCIEDADE - 60h

EDQ0021 - SEMINÁRIOS DE QUÍMICA - 90h

144

EDQ0022 - ATIVIDADES ACADÊMICO-CIENTÍFICO-CULTURAIS - 200h

FPD1023 - LIBRAS - 60h

CH TOTAL: 680h

Documents

Mayara Polyana Dantas Felipe Clemente