LEWIS, VSEPR, TLV E TOM_ TEORIAS OU MODELOS_

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Divisão de Ensino de Química da Sociedade Brasileira de Química (ED/SBQ) 
Departamento de Química da Universidade Federal de Ouro Preto (DEQUI/UFOP) 
 
XVII Encontro Nacional de Ensino de Química (XVII ENEQ) 
Ouro Preto, MG, Brasil – 19 a 22 de agosto de 2014. 
 
 
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HFS 
 
LEWIS, VSEPR, TLV E TOM: TEORIAS OU MODELOS? 
 
*Uarison Rodrigues Barreto1(PG) (binhoufba@yahoo.com.br), Nelson Rui Ribas 
Bejarano2(PQ), Martín Labarca3(PQ) 
Universidade Federal da Bahia – UFBA, Programa de Pós-Graduação em Ensino, Filosofia e História 
das Ciências, Salvador - Bahia. 
Universidad Nacional de Quilmes - Consejo Nacional de Investigaciones Científicas y Técnicas, 
CONICET, Argentina. 
 
Palavras-Chave: Modelos, Teorias, Ensino. 
 
Resumo: Este trabalho, produto e recorte de uma pesquisa, possui como objetivo verificar o tratamento 
que os Livros Didáticos de Química do Nível Universitário e do Ensino Médio oferecem para a explicação 
do conceito de ligação covalente, especialmente quanto ao aspecto de considerar como Teorias ou 
Modelos as perspectivas teóricas de LEWIS, VSEPR, TLV e TOM. Os resultados apontam que as 
perspectivas teóricas são tratadas nos livros didáticos de química como: modelo, teoria e modelo/teoria. 
A concepção de modelo foi assumida como possibilidade para as perspectivas de LEWIS, VSEPR, TLV 
e TOM. 
INTRODUÇÃO 
Na caminhada, como professor do Ensino Médio de escolas públicas e 
particulares, constatei uma problemática (que também ocorre no nível universitário) que 
para alguns é “aparentemente” normal ou que, pelo menos, ainda não se atentou para 
o problema, mas que para mim soou como sensação de total estranheza. Essa 
problemática reside na confusão que vários estudantes fazem entre os termos modelos 
e teorias na compreensão da ligação covalente e na forma como esta mesma aparece 
em alguns livros didáticos de química. 
No ensino, o que se pode observar também é que os estudantes não 
conseguem perceber que a Química que se aprende na sala de aula pode explicar 
alguns fenômenos, por exemplo, ligação química. De acordo com Martins e Bicudo 
(1989), o termo fenômeno vem da expressão grega fainomenon que significa: aquilo 
que se mostra. Ademais, muitos possuem uma concepção realista ingênua, ou seja, 
acreditam que o conhecimento químico é um retrato absoluto da realidade. 
Constata-se também que as dificuldades dos estudantes tanto do ensino médio 
quanto os de nível universitário ainda são reforçadas por alguns livros didáticos de 
química. Nessa perspectiva, Kuhn (2009) classifica livros didáticos como manuais 
científicos, considerando que eles fazem parte de “um corpo já articulado de 
problemas, dados e teorias, e muito frequentemente ao conjunto particular de 
paradigmas aceitos pela comunidade científica na época em que esses textos foram 
escritos” (ibid., p. 176). Nesse caso, é importante destacar que os manuais científicos 
são escritos por membros da comunidade científica, específicos e de acordo com cada 
ciência, por exemplo, manuais de Química são produzidos pela comunidade de 
químicos. Com relação a alguns livros de Química, o que se verifica é que as 
perspectivas de Gilbert Newton Lewis (LEWIS), da Teoria da Repulsão dos Pares de 
Elétrons da Camada de Valência (VSEPR é sua sigla em inglês), da Teoria da Ligação 
de Valência (TLV) e da Teoria do Orbital Molecular (TOM) são tratadas como: Teoria, 
Modelo e Modelo/Teoria. Além disso, existem lacunas neste campo de investigação. 
Essas foram às razões as quais levaram - me a construção deste trabalho. 
mailto:binhoufba@yahoo.com.br
 
Divisão de Ensino de Química da Sociedade Brasileira de Química (ED/SBQ) 
Departamento de Química da Universidade Federal de Ouro Preto (DEQUI/UFOP) 
 
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Ouro Preto, MG, Brasil – 19 a 22 de agosto de 2014. 
 
 
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 Diante disso, a reflexão que se faz sobre as aulas de Química quando se 
discute “ligação covalente” nos remete às seguintes questões de pesquisa: LEWIS, 
VSEPR, TLV e TOM, são modelos ou teorias? Por que quatro perspectivas teóricas 
distintas concorrem para explicar um mesmo fenômeno? Essa tensão entre as quatro 
perspectivas, deixou de manifestar um problema conceitual profundo sobre a natureza 
da ligação química, já que as mesmas apresentam diferenças ontológicas e, sobretudo, 
em relação aos seus aspectos teórico-conceituais. 
Diante do problema químico, busco atacá-lo utilizando como referencial teórico 
a fenomenologia, em especial, Husserl. Nesse sentido, “a tarefa efetiva da 
fenomenologia será, pois, analisar as vivências intencionais da consciência para 
perceber como aí se produz o sentido dos fenômenos” (DARTIGUES, 2005, p. 26). 
Portanto, essa pesquisa tem como objetivo geral verificar o tratamento que os 
livros didáticos de Química do nível universitário e do ensino médio oferecem para a 
explicação do conceito de ligação covalente, especialmente quanto ao aspecto de 
considerar como teorias ou modelos as perspectivas teóricas de LEWIS, VSEPR, TLV 
e TOM. No entanto, para alcançar o objetivo proposto, será necessário a compreensão 
das perspectivas teóricas LEWIS, VSEPR, TLV e TOM. 
O QUE LEWIS PROPÔS PARA EXPLICAR A LIGAÇÃO COVALENTE? 
Apesar do destaque na história da Química, o químico americano Gilbert Newton 
Lewis (1875-1946), desenvolveu sua teoria anos antes do surgimento da mecânica 
quântica. Em 1902, propôs o chamado “átomo cúbico”, mas não publicou. De acordo com 
Gugliotti, “Lewis imaginava um átomo estático, com os elétrons arranjados em camadas 
cúbicas em torno do núcleo" (2001, p. 2). Em 1916, publicou seu trabalho intitulado: “The 
atom and the molecule”, que buscava explicar a valência e fez uma descrição sobre sua 
ideia de estrutura atômica (“átomo cúbico” – Figura 1). Assim, os círculos representam os 
elétrons na camada externa, conforme, a seguir: 
 
Figura 1. Reprodução da figura dos “átomos cúbicos” de Lewis publicada em 1916. 
Fonte: http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.htm. 
Lewis acreditava na existência de uma única causa fundamental para as 
diversas combinações químicas. Segundo o químico, as ligações eram causadas pela 
capacidade dos elementos de formar seu grupo de oito elétrons na camada eletrônica 
mais externa. Nesta perspectiva: 
Lewis acreditava que o “fenômeno fundamental” numa ligação química era o 
emparelhamento de elétrons e isto se manifestava pelo número par de elétrons 
na camada de valência para a maioria dos compostos conhecidos (por exemplo: 
H2, 2 elétrons; H2O, 8 elétrons; etc.). Deste modo a teoria dos oito de Abegg era 
uma consequência do emparelhamento de elétrons (DAVANZO & CHAGAS, 
1993, p. 153). 
Para Lewis, apenas o compartilhamento de elétrons possibilitava essa 
capacidade. Para exemplificar, tem-se a figura 2: 
 
Figura 2. Estrutura química proposta por Lewis (1916) para o gás Cl2. Apenas os elétrons 
de valência estão sendo mostrados. 
Fonte: http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula02/03.html. 
Lewis, em 1916, foi o primeiro a desenvolver uma teoria sistemática de 
 
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compostos covalentes no âmbito da Química estrutural, baseada na regra do octeto (que 
prescrevia a tendência dos átomos para completar os seus níveis finais de energia com 
oito elétrons, o que lhe confere configuração eletrônica análoga a dos gases nobres). 
Para Lewis (1916), uma ligação química ocorre devido à estabilidade adquirida pelo 
átomo central de uma molécula, sendo que essa estabilidade é alcançada por esse 
átomo quando um número par de elétrons é constituído comoutros átomos adquirindo 
assim, a configuração do gás nobre. Em 1923, publicou um livro intitulado: “Valence and 
the Structure of Atoms and Molecules”. Nesse trabalho, Lewis faz uma revisão sobre 
suas próprias ideias sobre a estrutura atômica o que o leva a estabelecer um construto 
mais sólido para a sua teoria. É neste livro que considera o par eletrônico como algo 
mais fundamental do que propusera em 1916. Ainda em 1923, Lewis construiu a sua 
ideia de ligação química, considerando alguns resultados publicados, sobretudo, por 
Langmuir (1919) e Bohr (1913 e 1921) acerca da estrutura dos átomos. Com isso, 
abandonou sua ideia de “átomo cúbico” e passou a utilizar a ideia de camadas 
eletrônicas de acordo com o modelo de Bohr. A teoria de Lewis possui diversas 
dificuldades explicativas. Por exemplo, a teoria é incapaz de estabelecer uma explicação 
para o emparelhamento dos pares de elétrons na ligação. Cabe chamar atenção, 
portanto, nessa revisão de literatura, que apesar das dificuldades explicativas, Lewis tem 
sua importância no contexto histórico. 
O QUE É VSEPR? 
Sidgwick e Powell sugeriram, em 1940, que as estruturas de algumas moléculas 
poderiam ser obtidas a partir dos números de pares de elétrons da camada de valência 
do átomo central. Entretanto, a Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de 
Valência (VSEPR, por sua sigla em Inglês) foi desenvolvida e expandida mais tarde por 
Gillespie e Nyholm, em 1957, para compreender e prever a geometria. 
VSEPR aparece como uma extensão das estruturas de Lewis. Sua versão mais 
simples parte do pressuposto de que os pares de elétrons de valência repelem entre si 
“devido as suas cargas, o arranjo geométrico mais estável de pares eletrônicos é aquele 
em que as repulsões entre os pares são mínimas. Encontrar estes arranjos permite-nos 
predizer a forma geométrica de uma molécula” (RUSSELL, 1994, p. 384). Para 
determinar a geometria de uma molécula é necessário utilizar a fórmula geral AXnEm. 
Assim, temos: A, representa o átomo central, X representa o átomo ligante e E 
representa um par isolado, por final, o n e m representam os índices, que se referem à 
quantidade de cada ligante e par isolado, também conhecido como número estérico. Por 
exemplo, para a molécula da amônia (NH3), temos AX3E, em que o átomo central (A) é o 
nitrogênio, os ligantes (X) são os átomos de nitrogênio e E é um par isolado (ou solitário 
de acordo com a figura 3). A geometria está representada, abaixo: 
 
Figura 3: A molécula de NH3: pirâmide trigonal. 
Fonte: http://www.chimica-online.it/download/teoria-vsepr.htm. 
Portanto, a base fundamental do comportamento na VSEPR é dada pelo 
princípio de Pauling ao invés do sentido eletrostático. Este princípio justifica a disposição 
geométrica dos ligantes em torno do elemento central. 
O QUE É TLV? 
Com o surgimento da mecânica quântica, muitos cientistas acreditavam que ela 
poderia explicar a Química na sua totalidade - apenas uma questão de tempo e de 
cálculos computacionais, conforme Dirac (1929) aponta. A postulação do estudo de um 
sistema microscópico consiste em encontrar a função de onda Ψ, a qual satisfaz a 
equação de Schrödinger. Nesse sentido, a mecânica quântica serviu de base para 
 
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melhor “descrever, explicar e prever o comportamento da matéria nos níveis atômico e 
molecular. Como acontece com toda teoria científica, a mecânica quântica é aceita 
pelos cientistas porque ela funciona” (BALL, 2005, p. 273). 
Na Teoria da Ligação de Valência, a molécula é concebida com um agregado de 
átomos. Essa concepção qualitativa de molécula é a mesma desenvolvida pela Química 
Clássica antes da aplicação da mecânica quântica para sistemas moleculares. Na teoria, 
os elétrons ocupam na molécula uma posição determinada, ligando os núcleos atômicos 
e os átomos que a compõe sendo também identificáveis através de estruturas químicas 
que as representam - característica se reflete na forma como ela deve ter a função de 
onda que descreve um sistema molecular. Por exemplo, a melhor função de onda para 
descrever a molécula de hidrogênio será aquela que combinem expressões em que um 
elétron esteja associado ao um único núcleo e, em seguida, essas características 
atômicas uma vez combinadas, formam a molécula. Essa combinação tem uma 
característica especial: a sobreposição de dois estados de acordo com o princípio de 
exclusão de Pauling. Assim, a TLV descreve a ligação covalente em termos de orbitais 
atômicos, uma forma aproximada para resolver a equação de Schrödinger. 
O que acontece, contudo, se dois átomos a uma distância infinita forem 
aproximados para formar uma ligação? Frequentemente, esse processo refere-se ao H2, 
constituída por dois elétrons e dois núcleos. A ligação covalente que se origina da 
sobreposição de dois orbitais, um de cada átomo como no caso do H2, é chamada de 
ligação sigma (σ). Segundo Russell (1994), quando é formada a molécula do hidrogênio 
a mudança da nuvem eletrônica de cada um dos átomos se dilatam, formando um 
volume maior. O que aumenta significativamente a estabilidade do sistema. Vale lembrar 
que “a mecânica quântica mostra que a dilatação de uma distribuição de densidade de 
probabilidade eletrônica abaixa a energia do elétron” (RUSSELL, 1994, p. 929). Para a 
TLV, cada átomo H tem sua própria região de orbitais. A seguir, a função de onda para a 
molécula de hidrogênio: 
Ψ(TLV) = ΨA (1) B (2) + ΨA (2) B (1) 
De acordo com equação, os elétrons são representados por 1 e 2, e A e B 
representam átomos de hidrogênio. Um tipo diferente de ligação aparece na molécula de 
nitrogênio N2. A distribuição dos elétrons em seu orbital é 1s
2 2s2 2p3, isso significa que 
há um elétron em cada um dos três orbitais 2p. Quando os elétrons no orbital p em cada 
par de átomos, os orbitais podem sobrepor-se, resultando em um tipo de ligação π (pi). 
Vale ressaltar que outro conceito importante, nesse contexto, é a hibridização. 
O QUE É TOM? 
A Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) foi introduzida pelo químico Robert 
Mulliken (1928) e o Friedrich Hund, com contribuições de outros autores. Essa teoria 
surge como uma melhor alternativa para os limites apresentados a teoria de Lewis e 
VSEPR. TOM pode explicar compostos deficientes em elétrons (diborano, por exemplo), 
a estabilidade das espécies de H2
+ e o paramagnetismo do oxigênio. Assim, considera: 
os orbitais atômicos, AOs, da camada de valência, deixam de existir quando a 
molécula se forma, sendo substituídos por um novo conjunto de níveis 
energéticos que correspondem a novas distribuições da nuvem eletrônica 
(densidade de probabilidade). Esses novos níveis energéticos constituem uma 
propriedade da molécula como um todo e são chamados, consequentemente, 
orbitais moleculares (RUSSELL, 948, p. 948). 
Aqui, os elétrons não são mais localizados nos átomos ou entre os pares de 
átomos, a ligação covalente é agora descrita em termos de orbitais moleculares 
distribuídos por toda a molécula. Um orbital molecular Ψ é explicado em termos de uma 
Combinação Linear de Orbitais Atômicos (LCAO), sendo que essa combinação entre dois 
orbitais atômicos pode ocorrer de duas formas. Na combinação aditiva, forma-se um 
 
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orbital molecular conhecido como σ-orbital ligante, menos energético, que os orbitais 
atômicos e, na subtrativa, forma-se uma orbital molecular mais energético chamado de 
σ* orbitalantiligante (o asterisco significa que ele é antiligante). Os cálculos para essa 
situação pode ser obtido da mecânica quântica, mas, para isso, será necessária a 
utilização de funções de onda que descrevem elétrons 1 e 2 em torno aos núcleos X e Y, 
propostos conforme as equações a seguir: 
Ψa = ΨX(1). ΨY(2) + ΨX (2). ΨY(1) (representa orbital ligante) 
 Ψs = ΨX(1). ΨY(2) - ΨX (2). ΨY(1) (representa orbital antiligante) 
Ademais, a estabilidade da molécula de hidrogênio, por exemplo, pode ser 
explicada de forma que sua energia é menor em relação aos átomos separados. Em 
geral, para TOM: “todos os elétrons de valência têm influencia na estabilidade da 
molécula. (Elétrons das camadas inferiores também podem contribuir para a ligação, mas 
para muitas moléculas simples o efeito é demasiado pequeno)” (RUSSELL, 1994, p. 
948). Outro tipo de orbitais aparece como uma molécula de H2O poliatômica. Nessa 
molécula, quando um orbital está ocupado e não contribui para a ligação ou orbital 
antiligante é chamado de orbitais não ligantes. Em alguns casos, esse tipo de orbital é 
apenas um orbital atômico; em outras, é uma combinação linear de orbitais atômicos de 
átomos que não são vizinhos e, por conseguinte, uma extensão de sobreposição 
negligenciável. Outro conceito que faz parte da TOM é a Ordem de Ligação (OL), que 
expressa à força de uma ligação química. 
A NOÇÃO DE TEORIA 
Desde a sua origem, segundo Delattre [1992], a noção de teoria aplicada à 
ciência possui duas direções distintas. A primeira refere-se à parte racional, discursiva, 
demonstrativa, da atividade cognitiva que provêm da lógica. A segunda diz respeito à 
parte intuitiva da atividade teórica relacionada ao conhecimento dos princípios sobre os 
quais se podem fundar as demonstrações lógicas. 
 No quadro das atividades científicas, de acordo com Morgan e Morrison (1999) 
compreendem teorias como sistematizações explicativas que, por meio de princípios 
gerais, governam amplos grupos de fenômenos. Por exemplo, a teoria da relatividade de 
Einstein, por sua simplicidade e grande poder de explicação dos princípios básicos. 
Somado a isso, muitos autores acreditam que a teoria captura a "essência" ou qualidade 
não mensurável do fenômeno investigado. Assim, nas palavras de Kerlinger, uma teoria 
é conjunto de “construções (conceitos), definições e proposições relacionadas, 
apresentando um ponto de vista sistemático de fenômenos especificando relações entre 
as variáveis, com a finalidade de explicar e prever os fenômenos” (1980, p. 9). 
Em relação ao valor de uma teoria, Sampieri, Collado e Lucio (1997) apresentam 
cinco critérios: a capacidade de descrição, explicação e predição do fenômeno; 
consistência lógica (a teoria deve ter proposições que devem ser inter-relacionadas); a 
perspectiva (relacionada com o nível de generalidade, a explicação de fenômenos e suas 
aplicações); fertilidade lógica e, por final, a parcimônia (segunda a qual tem a ver com a 
simplicidade, uma qualidade desejável de uma teoria). 
CONCEPÇÕES SINTÁTICA E SEMÂNTICA DAS TEORIAS CIENTÍFICAS 
Na concepção sintática das teorias científicas, considerada como herdeira do 
positivismo lógico das décadas de 1920 e 1930, uma teoria científica é compreendida 
segundo Brown (1983), como um sistema axiomático interpretado, em que um modelo 
da teoria é uma interpretação que faz com que os axiomas sejam verdadeiros. A partir 
dos anos 1970, tal concepção passa a ser desafiada pela concepção semântica, a qual 
considera as teorias como família de modelos, conforme aponta Suppe (1989). De 
modo geral, sintática e semântica envolvem dependência e subordinação dos modelos 
 
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e teorias sobre o mundo sensível. Infere-se que a concepção semântica, ao dissociar 
teoria de sua sintaxe, torna-se indistinguível a relação entre teoria e modelo. 
UM APANHADO HISTÓRICO DO USO DO TERMO MODELO 
Segundo Delattre [1992], o sentido original é o de paradigma, que revela o que 
se deve copiar. A noção de modelo, entretanto, aplicou-se cada vez mais a realidades 
mais prosaicas, conforme Platão invoca: modelo de pintor. Paralelamente, foi surgindo 
outra concepção de modelo, em contraposição ao primeiro sentido. A noção de modelo 
passou a ser vista como representação de alguma coisa ou, até mesmo, uma 
representação formalizada e não mais uma referência que se copia. Nessa perspectiva, a 
coisa representada pode ser concreta ou abstrata (tendo como instrumento de síntese, 
revelador de unidade – a matemática). Assim, “desde uma maqueta ou um pequeno 
esboço até ao modelo verbal, e matemático utilizado em particular na física e nas 
ciências exatas. Em todos os casos, no entanto, o modelo tende a ser associado à 
representação de uma realidade” [Delattre, 1992, p. 287]. 
É importante destacar que a representação atribuída aos modelos é parcial 
possuindo abrangências, limitações, tanto “abstrai a partir de” quanto “traduz em outra 
forma” a natureza do real, sistema ou ideia conforme apontam Morrison e Morgan (1999). 
Nessa perspectiva, alguns filósofos da ciência, sustentam que os modelos representam 
aspectos do mundo, por exemplo, a figura 6: 
 
Figura 4: À esquerda, uma imagem obtida de um microscópio de força atômica e de 
varredura e a direita a representação da molécula do Pentaceno (C22H14). 
 Fonte: http://www.iqsc.usp.br/cursos/quimicageral/quimica_geral.htm. 
Comentando sobre a imagem do pentaceno (obtida por um complexo processo 
de captura) e sua representação, elas ratificam aquilo que é observado no ensino, ou 
seja, as concepções realistas ingênuas que dominam a visão que os estudantes de 
Química têm das representações e dos modelos. É válido apontar que a representação 
do pentaceno é resultado de inferências a partir do que é observado, ou seja, nós não 
observamos na imagem as duplas ligações conforme a sua representação aponta, mas 
inferimos a partir dela. Sob a ótica de Husserl, a imagem é compreendida como 
“aparência”, ou melhor, aquilo que aparece e que se apresenta à consciência. Para o 
autor, toda consciência é consciência de “alguma coisa”. Assim, “o ato de conhecer e o 
objeto que é conhecido encontra na fenomenologia, na ciência do fenômeno, isto é, da 
consciência enquanto manifestação de si mesma” (HUSSERL, 2000, p.8). 
Então, é oportuno questionar: quais são as diferenças entre modelos e teorias? 
Segundo Morrison e Morgan (1999), uma das principais diferenças consiste no nível de 
abrangência. Enquanto teorias científicas são capazes de fornecer explicações para os 
fenômenos, a partir de casos particulares até alcançar a generalizações, explicar 
regularidades e predizer resultados mais precisos, os modelos são estruturas mais 
circunscritas que podem ser aplicados em princípios gerais das teorias nos diversos 
casos. O caráter particularizado do modelo traduz-se no papel específico a que ele é 
atribuído, ou seja, “um modelo não é outra coisa do que sua função” (CANGUILHEM, 
1961, p. 313). Essa concepção de modelo se aproxima de Black (1962), o qual admite 
que a reflexão que se faz acerca dos modelos, parte da dimensão pragmática, ou seja, 
quais são as condições que os modelos têm que satisfazer para que sejam utilizados 
pelos cientistas. 
CAMINHO METODOLÓGICO 
Essa pesquisa foi realizada através da pesquisa qualitativa, constituindo-se de 
um estudo exploratório e descritivo. Nesse intuito, a pesquisa qualitativa, “envolve a 
 
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obtenção de dados descritivos, obtidos no contato direto do pesquisador com a 
situação estudada, enfatiza mais o processo que o produto e se preocupa em retratar a 
perspectiva dos participantes” (LÜDKE & ANDRÉ, 1986, p.13). Como paradigma, optei 
pela fenomenologia para revelar o fenômeno e, nesse sentido, foi adotada como 
procedimento metodológico a redução fenomenológica. De acordo com Bell, “a redução 
é um procedimento para nos induzir a um particular estado da mente no qual nenhuma 
concepção adequada pode ser formada por quem não operou com sucesso a redução” 
(1991, p. 163). 
O caminho metodológico foi dividido em três momentos. O primeiro residiu na 
busca de descrições presentes nos livros didáticos de Química. Aqui, os livros foram 
entendidos como aqueles que nos fornecem percepções do mundo, uma vez captadas 
as descrições, eles indicaram como os sujeitos percebe o fenômeno, mas, para isso, foi 
necessário aplicar a Epoché (a suspensão dos juízos). Segundo Husserl (2000), a 
Epoché é a melhor maneira de apreensão do fenômeno como realmente ele aparece. 
No segundo momento, foi aplicada a redução fenomenológica. A redução entendida 
como algo que fez o mundo aparecer como fenômeno nas suas várias possibilidades. 
Assim, ela consistiu em selecionar quais são as partes das descrições essenciais e, 
uma vez coletadas, foram extraídas a partir delas a sua essência. Por final, o terceiro 
momento consistiu na compreensão do fenômeno, cujo objetivo foi estabelecer o 
"significado". Com base na essência e nas percepções dos livros didáticos, organizei, 
interpretei os temas revelados, realizando uma síntese das unidades significativas 
propostas. 
COLETA DE DADOS 
Ao iniciar a coleta de dados, assumir o papel de pesquisador como aquele que 
busca a compreensão do fenômeno. Assim, foram selecionados 4 livros didáticos de 
Química, sendo 2 livros do nível universitário e 2 livros do ensino médio, de acordo com 
a quadro 1 a seguir: 
Quadro 1: Lista de livros didáticos de química selecionados para a pesquisa. 
Ano Livros Autor (es) Edição Nível Código 
 
2011 
Princípios de 
Química 
Willian L. Masterton, 
Emil J. Slowinski e 
Conrad L. Stanitski 
 
6ª 
 
Universitário 
 
LD1 
1994 Química Raymond Chang 5ª Universitário LD2 
 
1995 
Química 
Da Teoria a 
Realidade 
 
Carmo Gallo Neto 
 
1ª 
 
Ensino 
Médio 
 
LD3 
 
2002 
Química 
Realidade e 
Contexto 
 
Lembo 
 
1ª 
Ensino 
Médio 
 
LD4 
AS DESCRIÇÕES PRESENTES NOS LIVROS DIDÁTICOS DE QUÍMICA 
No LD1, capítulo 9, os autores apontam “como escrever as estrutura de Lewis. 
Para moléculas muito simples, as estruturas de Lewis podem ser escritas por mera 
inspeção” (LD1, 2011, p. 192). Ainda, os autores alegam: 
Segundo este modelo, ambos os átomos de F adquirem a configuração 
eletrônica 1s
2
 2s
2
 2p
6
, que é a configuração do gás nobre neônio. Isto de 
acordo com Lewis, explica por que a molécula F2 é estável e por que os 
átomos de F... 
As estruturas que acabamos de ver são conhecidas como estruturas de Lewis 
(LD1, 2011, p. 191). 
No capítulo 10, intitulado “Estrutura Molecular”, aparece: 
2. No momento, consideraremos duas teorias distintas: 
 
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modelo do orbital atômico ou ligação de valência (Seção 10.3). Nesta teoria, os 
elétrons de valência estão distribuídos entre orbitais que são característicos 
dos átomos individuais. O modelo da ligação de valência pode ser aplicado às 
moléculas que “violam” a regra do octeto, bem como àquelas que a 
“obedecem”. 
modelo do orbital molecular (Seção 10.5). Neste modelo, os elétrons de 
valência estão distribuídos entre orbitais que são característicos da molécula 
como um todo. A teoria do orbital molecular tem sido aplicada, com admirável 
sucesso, a uma grande variedade de substâncias; contudo, nossa discussão 
estará limitada a moléculas diatômicas simples, como N2 O2 e F2. 
Geometria molecular 
Os principais aspectos de geometria molecular podem ser previstos com base 
em um princípio bem simples – repulsão de pares de elétrons. Este princípio é 
a essência do modelo da repulsão de pares eletrônicos da camada de valência 
(RPECV), sugerido primeiramente por Sidgwick e Power em 1940 (LD1, 2011, 
206). 
Verifica-se que o LD1 se complica, uma vez que considera “duas teorias 
distintas” no início do texto e, logo após comenta sobre “modelo do orbital atômico ou 
ligação de valência”. Como se verifica, torna-se mais do que claro que os autores 
consideram TLV e TOM como Modelo/Teoria, um tema aqui desvelado. Além disso, é 
possível perceber também uma grandeza: a confusão linguística. Nesse contexto, os 
autores utilizam Modelo e Teoria indistintamente e de forma repetida, contudo foram 
desvelados outros temas como: Modelo de LEWIS (já que os autores consideram 
LEWIS como Modelo), Modelo RPECV (onde VSEPR, é a sua sigla em inglês, os 
autores também consideram como Modelo), conforme as respectivas descrições: (...) 
estruturas que acabamos de ver são conhecidas como estruturas de Lewis (...). (...) este modelo, ambos 
os átomos de F adquirem (...). (...) modelo da repulsão de pares eletrônicos da camada de valência (...). 
No LD2, Chang comenta sobre LEWIS no início do capítulo 10: 
A teoria de Lewis da ligação química, embora seja útil e simples de aplicar, não 
nos diz como e porque se formam as ligações químicas. Só a Mecânica 
Quântica pode fornecer respostas adequadas a estas perguntas. Assim sendo, 
na segunda parte deste capítulo, aplicaremos a Mecânica Quântica ao estudo 
da geometria e estabilidade moleculares (LD2, 1994, p. 410). 
Ainda, referente ao capítulo 10, destaca-se: 
A geometria que a molécula acaba por adoptar (definidas pelas posições de 
todos os átomos) é aquela que minimiza esta repulsão. Assim sendo, chama-
se Modelo de Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência 
(RPECV) a esta racionalização da geometria molecular, porque procura 
explicar o arranjo geométrico dos pares electrónicos em torno de um átomo 
central (LD2, 1994, p. 410). 
Ademais, no LD2, o autor comenta: 
Utilizam-se actualmente duas teorias aproximadas da Mecânica Quântica para 
descrever a formação de ligações covalentes e a estrutura electrónica das 
moléculas. A teoria do enlace de valência (TEV) postula que os electrões numa 
molécula ocupam orbitais atómicas dos átomos individuais. Permite-nos reter 
uma imagem individual dos átomos que participam na formação das ligações. A 
segunda teoria chama-se teoria dos orbitais moleculares (TOM) e pressupõe a 
formação dos orbitais moleculares a partir dos orbitais atómicas. (LD2, 1994, p. 
427) 
No LD2, foram desvelados os temas: Teoria de LEWIS, Modelo VSEPR, Teoria 
da Ligação de Valência (TLV) e Teoria do Orbital Molecular (TOM), conforme as 
descrições: (...) A teoria de Lewis, da ligação química (...). (...) Modelo de Repulsão dos Pares 
Electrónicos da Camada de Valência (...). (...) A teoria do enlace de valência (TEV) postula (...). (...) 
chama-se teoria dos orbitais moleculares (TOM) e pressupõe (...). 
No LD3, o capítulo 2, intitulado “Ligações Covalentes”, aparece: 
Foi G. N. Lewis quem sugeriu um modelo que esclarecia a formação de 
substâncias que não eram explicadas pela eletrovalência. O modelo de Lewis 
 
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propõe a formação de pares de elétrons, constituídos por elétrons de dois 
átomos,que seriam compartilhados pelos átomos que se ligam (LD3, 1995, 
p.174). 
Já no capítulo 3, aparece: “As teorias sobre ligações químicas propostas por 
Kossel e Lewis pretendiam não só explicar essas ligações, mas também prever a 
estrutura das moléculas” (LD3, 1995, p. 188). Mais adiante, encontra-se: “Com base na 
ligação por par de elétrons proposta por Lewis, surgiu a Teoria da Repulsão do Par 
Eletrônico, sugerida por Sidgwick e Powell e desenvolvida no Canadá por R. J. 
Gillespie. Para aplicá-la, parte-se sempre da fórmula de Lewis” (LD3, 1995, p.188). 
Verifica-se que o LD3, complica-se ao abordar a perspectiva de LEWIS. Ao 
iniciar o texto, o autor comenta, no capítulo 2, o “modelo” sugerido por LEWIS. Em 
seguida, no capítulo posterior, contradiz-se ao considerar LEWIS como “teorias”. 
Aparece, contudo, o mesmo tema do LD1 (nível universitário) ao considerar LEWIS 
como Modelo/Teoria. Em relação à VSEPR, foi desvelado o tema Teoria VSEPR, 
conforme a seguir: (...) O modelo de Lewis propõe (...). (...) As teorias sobre ligações químicas 
propostas por Kossel e Lewis (...). (...) Teoria da Repulsão do Par Eletrônico, sugerida por (...). 
No LD4, o autor ao comentar sobre ligação covalente, afirma: 
A teoria da ligação covalente, proposta em 1916 pelo norte-americano Gilbert 
N. Lewis (1875 -1946). Esse químico propôs que haveria a formação de um par 
eletrônico que pertenceria a ambos os átomos da molécula, ou seja, um par 
eletrônico compartilhado pelos átomos de hidrogênio (LD4, 2002, p. 122). 
Ademais, o autor alega ainda na página 131, que “várias teorias permitem que 
se faça uma previsão sobre a geometria das moléculas. A mais acessível, satisfatória 
para a maioria das moléculas mais simples, é conhecida como Teoria da Repulsão dos 
Pares Eletrônicos no Nível de Valência” (LD4, 2002). 
No LD4, foram desvelados os temas: Teoria de LEWIS e Teoria VSEPR, 
conforme as descrições: (...) teoria da ligação covalente, proposta em 1916 pelo norte-americano 
Gilbert N. Lewis (...). (...) Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos no (...). 
CONSTRUINDO UMA CONCLUSÃO 
 Visando à compreensão do fenômeno ligação covalente, analisei os temas 
revelados de forma reflexiva. Então, diante dos resultados obtidos em geral, foi 
construído um quadro comparativo onde desejei representar o que foi constatado nos 
livros didáticos de Química do ensino médio e nível universitário. Nesse sentido, 
proponho o quadro 2 a seguir: 
Quadro 02: Comparativo quanto ao aspecto de considera teorias ou modelos as perspectivas 
teóricas investigadas nos livros didáticos em geral. 
Perspectivas LD1 LD2 LD3 LD4 
LEWIS Modelo Teoria Modelo/Teoria Teoria 
VSEPR Modelo Modelo Teoria Teoria 
TLV Modelo/Teoria Teoria - - 
TOM Modelo/Teoria Teoria - - 
Observação: (-) Não foram abordados nos livros didáticos de química as perspectivas TLV e TOM. 
De acordo com o quadro 2, verificou-se que há entraves graves, presentes nos 
livros didáticos. Se por um lado, livros de nível universitário consideram, por exemplo, 
as perspectivas teóricas de LEWIS e VSEPR, como Modelo (conforme ocorreu no 
LD1), em contraposição, no ensino médio, há que se considerar LEWIS e VSEPR, 
como Teoria (conforme ocorreu no LD4). Ainda, nesse sentido, estamos diante de mais 
uma contradição, quando comparamos os livros didáticos de nível universitário, LD1 e 
LD2, quanto à perspectiva teórica de LEWIS. Enquanto LD1 considera LEWIS como 
Modelo, em contraposição o LD2 considera como Teoria. Ademais, em relação às 
perspectivas teóricas de TLV e TOM, constatou-se outro problema. Enquanto o LD2, 
TLV e TOM, são consideradas como Teorias, no LD1 os aparece como Modelo/Teoria. 
Quanto aos livros de ensino médio, verificou-se que aparece também Modelo/Teoria, 
 
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quanto ao aspecto de considerar a perspectiva teórica de LEWIS, conforme ocorreu no 
LD3. 
Para Martins (1992), ao abordar diretamente o fenômeno, interrogá-lo e 
descrevê-lo, observa-se a tentativa de captar a sua essência. Nesse intuito, chego a 
seguinte conclusão: a confusão que ocorre nos livros didáticos ao tratar de modelo e 
teoria dentro do tema ligação covalente. Frente a essa situação, parece-me mais do 
que claro que o cerne do problema reside no uso do termo “modelo” ‘e “teoria” no 
âmbito educativo como se fossem sinônimos. É oportuno considerar que a ocorrência 
do tema Modelo/Teoria traz duas implicações. A primeira tem natureza filosófica, “na 
realidade toda investigação científica inclui conceitos filosóficos tais como aqueles de 
lei, verdade, hipótese, tempo, energia, entre outros” (BEJARANO, EICHLER & 
LABARCA, 2013, p.2). A segunda contempla o processo de ensino-aprendizagem. 
A NOÇÃO DE MODELO COMO POSSIBILIDADE DE CONCLUSÃO 
Propõe-se a concepção de modelo como possibilidade para as perspectivas de 
LEWIS, VSEPR, TLV e TOM. Para isso, são utilizados argumentos que buscam 
sustentar essa tese. Assim, inicio considerando a concepção de teoria de Morgan e 
Morrison (1999). Diante desse contexto, questiono: por que existem quatro 
perspectivas teóricas buscam explicar um mesmo fenômeno? 
Com base no que foi constatado nessa pesquisa, pode-se verificar de forma 
clara que as quatro perspectivas teóricas apresentam diferenças em relação aos seus 
aspectos teórico-conceituais e, sobretudo, em relação aos seus aspectos ontológicos. 
Verifica-se, também, a incompatibilidade entre algumas delas conforme ocorre em TLV 
e TOM. O que se verifica é que nenhuma das perspectivas teóricas aqui analisadas 
possui a sua própria estrutura teórica para ser considerada como uma teoria em 
sentido estrito, ou seja, nenhuma delas é completamente autônoma do ponto de vista 
teórico. Além disso, TLV e TOM são descrições distintas de um mesmo fenômeno. 
Essa constatação, não atende à perspectiva de uma teoria, ou seja, uma teoria não é 
apenas uma descrição particular, mas descreve um conjunto de casos, extraindo o que 
é particular deles, vai além e generaliza. Contudo, nenhuma das quatro perspectivas 
teóricas é capaz de explicar completamente todos os aspectos da ligação covalente, 
embora seja também válido destacar que cada uma forneceu o seu contributo. 
 Quanto às perspectivas, TLV e TOM, ambos possuem uma forte “dívida” 
teórica para a mecânica quântica e ao seu formalismo matemático, em particular, as 
duas perspectivas incorporam a equação de Schrödinger e, independente do tempo 
legal, em ambos os casos, o objetivo central é resolvê-las. Assim, embora sejam 
chamadas de duas “Teorias” quânticas da ligação química, conforme constatado em 
livros didáticos de Química, proponho que sejam apenas dois modelos aproximados 
para resolver a equação de Schrödinger: são descrições diferentes de um sistema 
molecular dentro do formalismo da mecânica quântica, duas formas incompatíveis de 
conceber uma molécula. Ademais, quanto ao aspecto de considerar modelo como 
representação de “alguma coisa”, no sentido fenomenológico, sustenta-se que seja 
válido considerar o que uma função de onda representa. Argumento, então, que a 
função de onda de um sistema nada mais é do que uma representação matemática 
abstrata do estado do sistema, tendo somente significado no contexto da Teoria 
Quântica. Assim, a função de onda oriunda da matemática, cumpre o seu papel como 
modelo abstrato – que é representar aspectos do mundo. 
Diante disso tudo, a coexistência das perspectivas teóricas não atendem às 
condições exigidas para a sua interpretação em termos ontologicamente pluralistas. 
Pelo contrário, parece ser melhores compreendidas como modelos, na medida em que 
postulam estruturas não observáveis para realizar o comportamento empírico dos 
 
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sistemas moleculares reais. A concepção de modelo, todavia, pode contribuir para 
sanar as perplexidades originadas da coexistência de diferentes descrições e 
explicações apesar da incompatibilidade para um mesmo fenômeno químico. 
 
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