Funções Químicas e suas reatividades

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1 Álvaro Teixeira Este documento tem nível de compartilhamento de acordo com a licença 3.0 do Creative Commons.

2 Capítulo I: Fazendo fumaça e calor Cuidado: ácido! Você já deve ter se deparado com este aviso alguma vez. Quando escutamos a palavra ácido pensamos logo em algo perigoso e que provoca queimaduras. Não seria exagero nenhum ter este tipo de preocupação ao manipular um ácido. No entanto, ninguém precisa ficar com medo de um ácido desde que conheça bem suas reações para saber que cuidados deve ter ao manipular esta substância. A matemática nos ensina que a ordem dos fatores não altera o produto, mas quando se trata de mistura de ácido com água as coisas são bem diferentes. O primeiro, e importantíssimo, cuidado que devemos ter diz respeito à maneira com se faz esta mistura. Nunca jogue água em um ácido sem saber qual é sua força e concentração! Se quisermos misturá-los, devemos fazer exatamente o contrário, ou seja, adicionar o ácido na água. Por quê? Como se explica então esta diferença? Porque a reação de um ácido forte e concentrado com água ocorre de forma muito energética com liberação de grandes quantidades de calor. A água tem uma capacidade de absorver calor (calor específico) igual a 1,00 cal/ g C. Um ácido como, por exemplo, ácido sulfúrico possui calor específico três vezes menor do que o da água (0,33 cal/ g C) e por esse motivo quando jogamos água no ácido ele não dá conta de absorver todo o calor resultante da reação e o aumento de temperatura faz com que a água adicionada passe de maneira abrupta para o estado de vapor (calefação). Neste momento pode-se perceber uma fumaça que sai do recipiente em que o ácido se encontra. Quando realizamos a operação inversa, ou seja, quando jogamos o ácido na água a reação será a mesma, porém a água, por ter mais capacidade de absorver calor, dará conta de absorver a energia liberada na reação. Cabe ressaltar que este procedimento deve ser feito lentamente e em pequenas quantidades, pois se grandes quantidades forem misturadas nem a água dará conta de absorver tamanha quantidade de calor. Pelo fato de esta reação ser capaz de fazer a água mudar do estado líquido para o de vapor o ácido sulfúrico possui ampla aplicação como agente desidratante sendo muito usado na indústria petroquímica com emprego em diversos processos industriais. Este ácido tem tamanha importância na indústria que de acordo com a sua produção, mede-se o grau de industrialização de um país. Por este motivo Alemanha, Estados Unidos e Canadá lideram a produção mundial de ácido sulfúrico.. 1.

3 O ácido nítrico também apresenta algumas propriedades semelhantes à do ácido sulfúrico. Este ácido, essencial para a indústria de explosivos e fertilizantes, tem calor específico de 0,66 cal/ g C, sendo duas vezes maior do que o do ácido sulfúrico, porém, menor do que a água. Falaremos mais dele nas reações entre metais e ácidos. Um ácido que na forma concentrada provoca graves queimaduras, mas se diluído pode ser até ingerido chama-se ácido acético. No comércio o ácido acético encontra-se na forma de uma solução cuja concentração fica em torno de 4%, o famoso vinagre utilizado no tempero de saladas e de outros pratos. Frequentemente, alguns alunos confundem conceitos como reatividade, força e concentração. Vamos esclarecer as diferenças para que não ocorra confusão. Reatividade de um ácido indica a facilidade que este tem de reagir com outra substância. Tudo o que mostramos anteriormente exemplifica a reatividade de alguns ácidos com a água. A força de um ácido está relacionada com o seu percentual (grau) de ionização, ou seja, com que intensidade a reação abaixo ocorre: HA (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) Já a concentração de um ácido relaciona a proporção entre a quantidade deste e a quantidade de solvente, na maioria das vezes a própria água. Sendo assim, em um ácido concentrado há mais soluto (ácido) do que solvente (água) enquanto que em um ácido diluído ocorre o contrário. O fato de um ácido estar concentrado não quer dizer obrigatoriamente que ele seja um ácido forte, nem que seja reativo. Capítulo II: Azia e má digestão? Um antiácido, por favor! No capítulo anterior vimos que, dentre outras coisas, um ácido forte e concentrado pode reagir violentamente com a água liberando grandes quantidades de calor. Se isto ocorrer em um tecido vivo trará como consequência uma violenta queimação. Quando isto acontece no estômago dá-se o nome de azia. Um dos remédios usado para este tipo de problema chama-se antiácido. Vários tipos de medicamentos com efeitos antiácidos são encontrados no mercado e podemos dividi-los em duas categorias: os sais de frutas e os hidróxidos, dentre os quais estão as suspensões aquosas como leite de magnésia, a família PLUS (Mylanta, Simeco e Maalox), além dos comprimidos à base de hidróxido de alumínio.. 2.

4 Os famosos sais de frutas têm como componente principal o bicarbonato de sódio. Este sal, de caráter básico, regula o nível de acidez em nosso corpo controlando a concentração de íons H 3 O + (aq), proveniente da ionização do ácido, através da reação representada abaixo: HCO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) H 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) O ácido carbônico produzido na reação, por ser instável, sofre decomposição em gás carbônico e água conforme a reação: H 2 CO 3(aq) H 2 O (l) + CO 2(g) A famílias PLUS, o leite de magnésia e os comprimidos de hidróxido de alumínio possuem em sua fórmula íons hidróxido (OH - (aq)) que reagem com o excesso de íons H 3 O + (aq) produzindo água, de acordo com a reação abaixo: H 3 O + (aq)+ OH - (aq) 2 H 2 O (l) Pode parecer estranho para alguns a presença do íon H 3 O + (aq) nas reações apresentadas acima mas cabe lembrar que o íon H + em presença de água reage com esta, o que leva à formação do íon H 3 O + (aq). Será que qualquer base pode ser utilizada como antiácido? Vamos responder esta questão de acordo com as famílias da Tabela Periódica. Dependendo do ácido e da base, a reação de neutralização pode ser bastante violenta e energética. O calor liberado nesta reação é chamado calor de neutralização. Em alguns casos, como no dos hidróxidos de metais alcalinos, o calor liberado é tal que chega a deformar um copo plástico. Por esse motivo não se usa bases de elementos da família 1A como antiácidos. Ninguém, em sã consciência, usaria hidróxido de sódio (soda cáustica) para combater uma simples azia. O estrago provocado pela ingestão desta substância poderia queimar a cavidade oral e parte do tubo digestivo chegando ao ponto de causar graves ferimentos em um indivíduo. Já a família 2A possui bases mais fracas do que a dos metais alcalinos e assim suas reações são menos energéticas, por serem pouco solúveis são comercializadas como suspensões - misturas nas quais o soluto tem pouca solubilidade no solvente e com dimensões acima de 100 nm de diâmetro formando duas fases quando em repouso. Por isso o rótulo sempre diz agite bem antes de usar.. 3.

5 Como representante temos o hidróxido de magnésio que está presente no leite de magnésia. Na família 3A, com exceção do boro que forma o ácido bórico, temos bases mais fracas e menos solúveis do que na família 2A. Suas reações são pouco energéticas. Esta família é representada pelo hidróxido de alumínio que devido a sua pouca solubilidade se apresenta na forma de suspensão, juntamente com hidróxido de magnésio, formando um dos membros da família PLUS, ou sozinho na forma de um comprimido vendido como Pepsamar. Os hidróxidos de elementos da família B são praticamente insolúveis e, além disso, alguns elementos de transição como mercúrio, cádmio, prata, cobalto e outros são metais conhecidos pela sua alta toxicidade sendo chamados de metais tóxicos. Vale a pena ressaltar que metal pesado é uma denominação que está em desuso e serve apenas para identificar um gênero musical: o heavy metal. Capítulo III: Um erro mortal, o caso do Celobar Acidente ou imprudência? Em maio de 2003, uma substância química apareceu na mídia como personagem de caso de intoxicação provocando a morte de 14 pessoas. A substância em questão era o sulfato de bário (BaSO 4 ), usado como contraste em exames de raios-x e vendido pelo laboratório Enila na forma de uma suspensão aquosa conhecida no comércio pelo nome de Celobar. O problema começou quando o laboratório alterou sua rotina de fabricação do medicamento. Em vez de elaborar a suspensão a partir da matéria prima (sulfato de bário), a empresa resolveu sintetizá-la. Mas por quê? Para baratear os custos e aumentar o lucro? Foi o que se pensou inicialmente, mas, ao longo das investigações descobriu-se que o fornecimento de matéria prima à empresa havia sido cortado devido a um débito de uma compra realizada em fevereiro de Sem o insumo fundamental para produzir o medicamento, a empresa resolveu contornar o problema fabricando diretamente o sulfato de bário. Tentando sintetizar o sal a partir da reação do carbonato de bário (BaCO 3 ) com ácido sulfúrico (BaCO 3(s) + H 2 SO 4(aq ) BaSO 4(s) + H 2 O (l) + CO 2(g) ), o produto desejado (BaSO 4 ) foi contaminado com o um dos reagentes, no caso o próprio carbonato de bário. Mas o que provocou as mortes? Ao contrário do sulfato de bário, o carbonato de bário reage com o ácido clorídrico do estômago liberando íons bário como mostra a reação abaixo: BaCO 3(s) + 2 H 3 O + (aq) + 2Cl - (aq) Ba +2 (aq) + CO 3-2 (aq) + 2 H 3 O + (aq) + 2 Cl - (aq). 4.

6 Você deve ter percebido que na reação do ácido sulfúrico com o carbonato de bário, os íons H 3 O + (aq) e Cl - (aq) permanecem inalterados. Por este motivo são chamados de íons espectadores e a reação que efetivamente acontece é representada pela forma abaixo: BaCO 3(s) Ba +2 (aq) + CO 3-2 (aq) Os responsáveis pelas mortes foram os íons bário que por serem muito tóxicos causam efeitos como diarréia e vômito, podendo inclusive levar o paciente a óbito. A pergunta que fica no ar é se isto poderia ter sido evitado. Poderia sim, pois apesar de tanto o sulfato quanto o carbonato de bário serem sais de coloração branca, o que não permite identificá-los pela cor, somente o carbonato de bário reage com ácido liberando gás carbônico. Esta reação acontece tanto com carbonatos como com bicarbonatos que reagem com ácidos formando ácido carbônico. Este último se decompõe em água e libera gás carbônico. Observe as reações representadas abaixo: CO 3-2 (aq) + 2 H 3 O + (aq) H 2 CO 3(aq) + 2 H 2 O (l) H 2 CO 3(aq) CO 2(g) + H 2 O (l) ou HCO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) H 2 CO 3(aq) +H 2 O (l) H 2 CO 3(aq) CO 2(g) + H 2 O (l) Em 28 de maio de 2003, a ANVISA (Agência Nacional de Vigilância Sanitária) proibiu a venda de todos os medicamentos fabricados e importados pelo laboratório Enila. No dia primeiro de julho do mesmo ano foi decretada a falência do laboratório e em 30 de janeiro deste ano o chefe da divisão de química e o diretor-presidente do laboratório foram condenados a 22 e 20 anos de prisão, respectivamente.. 5.

7 Capítulo IV: Os metais, da riqueza à pobreza Existe um mineral chamado dissulfeto de ferro ou pirita, popularmente conhecido como ouro dos tolos. A pedra tem esse apelido porque apresenta uma coloração amarela que brilha igual a ouro, porém não é rara nem tampouco valiosa. A mentira vem à tona quando se joga ácido clorídrico sobre a pedra, tal como devia ter sido feito para diferenciar sulfato de bário de carbonato de bário. A pirita tem como principal componente o sulfeto ferroso (FeS). A reação deste sal com o referido ácido produz, além do cloreto ferroso, ácido sulfídrico que possui odor semelhante ao de um ovo podre. O ouro, ao contrário, resiste à ação deste ácido. Veja a reação representada abaixo: FeS (s) + 2HCl (aq) FeCl 2(aq) + H 2 S (g) Como podemos perceber, um metal como ouro é capaz de resistir ao ataque de um ácido forte como o clorídrico, mas nem todo metal tem essa característica. Outros metais reagem de modo completamente diferente com ácidos e por este critério podemos classificá-los em nobres ou reativos. Metais nobres são aqueles resistentes à reação com ácidos, como por exemplo, o ácido clorídrico. Neste grupo, além do mais conhecido, o ouro, há a prata, a platina, o paládio e dois outros menos conhecidos, o ródio e o tântalo. Além de resistirem à ação de ácidos, os metais nobres são raros e permanecem sempre puros. Por estes dois motivos, os preços destes metais são bem mais elevados em relação aos demais. Um grupo de metais exatamente oposto ao dos metais nobres é o grupo dos metais reativos. Estes possuem uma reatividade tão alta que chegam ao ponto de reagir com água. Por esta razão, alguns como sódio, potássio e rubídio necessitam ser guardados em líquidos inertes, como o querosene. Neste grupo encontramos os metais das famílias dos metais alcalinos. A reação destes metais com água libera hidrogênio gasoso e forma o hidróxido do metal correspondente. No meio do caminho encontramos metais que reagem com água no talento, ou seja, bem lento como se diz no nordeste. Se um pedaço de ferro for deixado por muito tempo sobre a ação do meio ambiente, poderemos perceber a presença de um depósito marrom castanho sob a superfície do metal que popularmente passou a se chamar ferrugem. Este material marrom produzido pela reação do metal com o oxigênio chama-se óxido de ferro. Existe, também, uma ferrugem úmida cujo produto, hidróxido férrico, é resultado da reação do ferro com a água. Estes metais de reatividade intermediária compõem o grupo da família B, caso do ferro, zinco, níquel, cromo, manganês, além de alguns da família A, como o alumínio e o chumbo.. 6.

8 A reação destes metais com hidrácidos (ácidos sem oxigênio) produz as mesmas substâncias: hidrogênio gasoso e um sal formado pelo cátion do metal e pelo ânion do ácido. No caso do ácido clorídrico, o sal é um cloreto do respectivo metal. Já com os oxiácidos (ácidos que possuem oxigênio), a reação costuma ser bem diferente da reação com hidrácidos. Além do sal e da água, será produzido um óxido. O caso mais interessante é a reação com o ácido nítrico. A reação de metais com este ácido produz um sal e um gás de cor castanha (dióxido de nitrogênio, NO 2 ). Quando se usa cobre como metal a reação é mais colorida ainda, pois o sal de cobre produzido tem coloração verde clara. Veja na foto abaixo a reação: Figura 1 A equação que descreve corretamente o processo acima resulta da soma de uma equação de redução (NO 3 ) - (aq) + e - + 2H 3 O + (aq) NO 2(g) + 3H 2 O (l) e outra de oxidação (Cu (s) Cu 2+ (aq)+ 2e). Após igualar o número de elétrons ganhos com os elétrons perdidos e somar algebricamente as duas equações, temse a equação global abaixo: Cu (s) + 2NO 3 - (aq) + 2e - + 4H 3 O + (aq) 2NO 2(g) + 6H 2 O (l) + Cu 2+ (aq). 7.

9 No passado, este interessante metal foi usado para cunhar moedas e também misturado com outros metais para formar as chamadas ligas, como por exemplo, o latão (mistura deste metal com zinco) e o bronze (liga de cobre com estanho). O cobre puro tem uma cor bem característica vermelho amarelado. Com o passar do tempo este metal foi sendo utilizado para outras aplicações e hoje tem utilização na confecção de fios e cabos condutores de eletricidade. As companhias elétricas sofrem com os constantes furtos de cabos de energia de onde se retira tal metal para vender no mercado paralelo, já que o seu preço no mercado externo é muito alto, como mostra o quadro abaixo: Metal Valor por tonelada (em dólares, em 2010) Cobre puro 7.000,00 Alumínio 2.800,00 Zinco 2.300,00 Chumbo 2.000,00 Tabela 1 Outro metal bastante presente em nosso cotidiano chama-se alumínio. Encontramos este metal na cozinha de casa, nas janelas e nas latas de bebidas. Cabe chamar a atenção para o fato de que o alumínio não se encontra em seu estado natural nesses objetos. Ao contrário do que muitos pensam, o alumínio sofre ataque por agentes químicos e para ser utilizado nesses objetos e ter durabilidade, uma resina é usada para protegê-lo desses agressores. Por este motivo, diz-se que o metal está apassivado, ou seja, protegido por uma camada apassivadora. A reatividade dos metais tem grande importância para a indústria que, através de seus pesquisadores, promove estudos de corrosão (processo natural de desgaste dos metais). A corrosão acontece devido a vários fatores, tais como: água, ácidos, bactérias, ar, umidade e condições de armazenamento dos metais. Iremos detalhar mais este processo no capítulo VIII.. 8.

10 Capítulo V: Vamos colocar uma pá de cal nisso? Muitas vezes, quando acontece uma discussão, alguém propõe uma trégua com a frase tema deste capítulo. Mas será que uma pá de cal realmente ameniza as coisas? A cal existe em duas formas: a cal viva e a cal extinta ou apagada. A primeira tem este nome porque causa queimaduras quando em contato com a pele. Composta basicamente de óxido de cálcio (CaO), este óxido resulta da decomposição térmica do calcário (CaCO 3 ) e é muito usado na construção civil para a preparação de argamassa para erguer paredes e muros e em pinturas e cerâmicas. A fim de corrigir a elevada acidez dos solos e torná-los mais férteis, emprega-se este óxido pois em um solo muito ácido o plantio fica bastante prejudicado. A segunda, ao contrário, não causa queimaduras sendo, por isso, chamada de cal apagada ou extinta. Em sua composição encontramos o hidróxido de cálcio. Esta base costuma ser muito usada para pintar gramados de futebol, meio fio de ruas, fazer caiação em muros, fazer argamassa para assentar tijolos e revestimentos de paredes. O caso da cal ilustra bem um exemplo de reação de um óxido de caráter básico com água. Vale a pena lembrar que da mesma maneira que alguns ácidos, como o sulfúrico e nítrico, algumas bases reagem com água e liberam bastante calor; por isso devemos ter muito cuidado ao dissolver óxidos de metais alcalinos e alguns de metais alcalinos terrosos em água. Depois de compreender todos estes conceitos, fica claro que colocar uma pá de cal nem sempre significa apaziguar uma situação, pois se for cal viva, ao invés de resolver o problema, intensifica-se a discussão. Quando sorrimos para tirar uma foto, o brilho produzido pelo flash da máquina fotográfica resulta da reação do magnésio em pó com o oxigênio, produzindo óxido de magnésio. O respectivo metal, quando na forma pura, sofre lenta oxidação pelo ar atmosférico e, com o passar do tempo, forma-se uma película escura sob a superfície do metal. Este escurecimento do metal serve para avaliar a sua nobreza, pois os metais nobres não perdem o brilho, ou seja, não escurecem. Os metais reativos ficam escuros em pouco tempo e os metais de reatividade intermediária como ferro, zinco, chumbo, alumínio e cobre escurecem ao longo do tempo. O óxido de magnésio apresenta característica semelhante ao óxido de cálcio; reagindo com água, produz o hidróxido de magnésio. O nome leite de magnésia devese ao fato deste hidróxido ser o principal componente do leite de magnésia. Já que estamos falando de óxido básico não poderíamos deixar de descrever o óxido responsável pela ferrugem presente nos metais.. 9.

11 Quando estudamos a reatividade dos metais, no capítulo anterior, vimos que cada metal se comporta de maneira diferente no ambiente químico em que ele se encontra. O que se chama ferrugem, na verdade, trata-se do produto da oxidação do ferro. Existem dois tipos de ferrugem: a seca e a úmida. A diferença entre elas está no produto da reação. Enquanto na primeira é formado um óxido, na outra é formado um hidróxido. Em ambos os casos, o ferro será oxidado a ferro III. Neste ponto, surge um questionamento que vale a pena discutir. Por que não ferro II? Vamos comparar a distribuição eletrônica dos íons Fe 2+ e do Fe 3+. Fe s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 Fe s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 Analisando as duas configurações, percebemos que o íon Fe 2+ apresenta seis elétrons no subnível mais energético (d) contra cinco do íon Fe 3+. Como o subnível d comporta no máximo 10 elétrons e o íon Fe 3+ está com metade da capacidade total do orbital, ou seja, com os cinco orbitais preenchidos com um elétron cada, forma uma configuração quimicamente estável. Já o íon Fe 2+, por apresentar um elétron a mais, não goza da mesma estabilidade e por isso esse íon tende a sofrer oxidação, perdendo este elétron a mais para adquirir a estabilidade do íon férrico. Inclusive, determina-se a idade de uma rocha rica em ferro pela quantidade do metal no estado de oxidação mais elevado. Assim, quanto maior a quantidade de íons férrico, mais velha será a rocha. Em laboratórios de química, quando se necessita de uma solução de íons Fe 2+ (aq), deve-se prepará-la na hora ou reduzir os íons Fe 3+ (aq) a Fe 2+ (aq) com auxílio de um agente redutor, pois do contrário, em pouco tempo, este íon se oxidará. Os íon Fe 2+ (aq) e Fe 3+ (aq) têm coloração característica, porém, às vezes, é difícil distinguir visualmente. Por isso, esta distinção é feita através da reação com ferrocianeto de potássio. Os compostos produzidos, ferrocianeto ferroso e ferrocianeto férrico, são coloridos. Capítulo VI: Chorando na cozinha Muitas donas-de-casa sofrem quando descascam cebola. As lágrimas que saem dos seus olhos nada têm a ver com emoção ou tristeza em realizar as tarefas culinárias. Como isso acontece? Mais uma reação química que iremos estudar! A explicação do efeito da cebola nos olhos apresenta algumas divergências, mas investidos do espírito crítico e científico vamos analisar as argumentações para entender o que há de verdade e o que pode ser especulação.. 10.

12 Em um ponto há consenso: a ardência resulta da reação que ocorre entre um óxido de enxofre e a água. A discussão toda gira em torno de qual óxido reage. Uns dizem que se trata do dióxido de enxofre (SO 2 ) e outros atribuem este efeito ao trióxido (SO 3 ). Vamos analisar a reação com cada um deles para podermos chegar a uma conclusão? A reação do dióxido de enxofre com água produz o ácido sulfuroso, ao passo que o trióxido de enxofre leva à formação de ácido sulfúrico. Com relação ao ácido sulfúrico, sabemos que se trata de um ácido muito forte (constante de acidez maior do que um) que, em caso de contato com os olhos, provocaria queimação da túnica conjuntiva (membrana mucosa que reveste o globo ocular). Isto poderia, inclusive, lesionar o tecido a ponto de provocar a perda da visão. O ácido sulfuroso, mais fraco do que o ácido sulfúrico devido a sua constante de acidez igual a 1,3 x 10-2, seria menos lesivo ao órgão responsável pela visão do que o ácido sulfúrico. O fato dos óxidos de enxofre reagirem com água produzindo ácidos confere a eles acidez; por apresentarem esta propriedade, tais óxidos são capazes de reagir com bases produzindo sais e água. Em consequência disto, podemos classificar os óxidos de enxofre como óxidos ácidos ou anidridos. Já que estamos falando da reação de óxidos de caráter ácido com água, vamos citar outro caso bastante interessante e importante: a reação do dióxido de carbono (CO 2 ) com água. Esta reação foi vista anteriormente ao contrário e por acontecer em ambas as direções, é classificada como reversível. Isto quer dizer que os produtos da reação reagem entre si e regeneram os reagentes. Foi mostrado neste capítulo e no anterior que os metais costumam formar óxidos básicos, caso do magnésio, cálcio e alumínio, enquanto os ametais, como o enxofre e carbono, dão origem a óxidos de caráter ácido. Por que alguns metais formam óxidos básicos e certos ametais formam óxidos de caráter ácido? A resposta está em um assunto que você, caro aluno, já deve ter ouvido falar: eletronegatividade. Vamos montar um esquema de comparação como mostrado abaixo: Elemento Oxigênio Hidrogênio Substituindo, num primeiro momento, o elemento por sódio e escrevendo o valor das respectivas eletronegatividades de cada elemento teremos: Na (0,9) O (3,5) H (2,1). 11.

13 Dos três elementos acima, o oxigênio possui maior eletronegatividade enquanto o sódio exibe menor eletronegatividade; por isso, torna-se mais fácil para o oxigênio retirar elétrons do sódio do que do hidrogênio. Assim, a ligação mais fraca entre sódio e oxigênio é rompida e ocorre a formação das espécies Na + (aq) e OH - (aq), o que explica o caráter básico do sódio e dos óxidos cujos elementos se encontram na família dos metais alcalinos e alcalinos terrosos, além de alguns elementos de transição externa como ferro, cobalto, níquel, prata e outros. Se substituirmos o sódio por enxofre, teremos a seguinte configuração: S (2,5) O (3,5) H (2,1) Ao contrário da situação anterior, o oxigênio encontra maior facilidade em retirar elétrons do hidrogênio (por ser menos eletronegativo) do que do enxofre. Agora, a ligação mais fraca é a do oxigênio com hidrogênio. O oxigênio mais eletronegativo retira elétrons do hidrogênio e esta perda forma o famoso íon H +, indicativo de acidez. Sendo assim, os elementos de maior eletronegatividade como os das famílias 5A, 6A e 7A formam óxidos de caráter ácido. Capítulo VII: Escurecendo o pulmão Chegou a hora de derrubarmos um mito. Quando se fala reação de óxido neutro comumente aparece um X na seta de reação para dizer que tais óxidos não reagem com ácidos, bases e nem com água e por isso são neutros. Um erro grave consiste em supor que a neutralidade de um óxido implica em ausência de reatividade quando, na verdade, isto significa não possuir caráter ácido-base. Nos capítulos anteriores, vimos que alguns óxidos apresentam características ácidas (SO 2 e SO 3 ) e outros apresentam características básicas (CaO e MgO). Os óxidos neutros recebem esta classificação exatamente por não se enquadrarem em nenhum dos casos anteriores, ou seja, não apresentam características ácido-base. Como foi dito antes, a não acidez e ausência de alcalinidade não quer dizer que os óxidos neutros sejam inertes. Como exemplo disto, temos a reação do monóxido de carbono com a hemoglobina. Nos últimos anos, o mundo vem se preocupando com a emissão de gases poluentes, dentre eles um óxido neutro: o monóxido de carbono (CO). As grandes cidades convivem com um problema grave: as altas taxas de emissões destes gases na atmosfera. Quando uma câmera de televisão sobrevoa os céus de uma metrópole com suas lentes, algumas vezes capta nuvens cinzentas pairando sobre toda a. 12.

14 cidade. Nada mais atual do que a letra da música Fábrica, do grupo musical Legião Urbana: O céu já foi azul, mas agora é cinza, um alto preço pelo grau de industrialização e dependência de combustíveis fósseis a que nossa sociedade chegou. Para se ter uma idéia, ¾ da produção de monóxido de carbono são de responsabilidade dos veículos automotores. Segundo dados da Secretaria de Trânsito do Município do Rio de Janeiro, o nível de monóxido de carbono no túnel Rebouças (localizado na cidade do Rio de Janeiro) se mantém acima dos limites permitidos pela Federal Highway Administration, dos Estados Unidos, nos horários das 10 horas às 13 horas e das 17 horas às 20 horas, considerando o sistema de ventilação do túnel em boas condições, pois na ausência deste aparato, tais limites seriam mantidos das 9 horas às 22 horas e em níveis quase três vezes acima do estabelecido pela empresa americana. Uma fonte de monóxido de carbono que vem crescendo assustadoramente, principalmente entre a população jovem, é o cigarro. A presença deste poluente no pulmão, mesmo que por poucos segundos, reduz pela metade a concentração de oxigênio no ar inspirado e como consequência, ocorre o comprometimento da oxigenação do sangue venoso nos pulmões. Isto independe se ocorre inalação da fumaça do cigarro de modo ativo ou passivo. Os efeitos, em longo prazo, são devastadores, como são mostrados no verso das carteiras de cigarro e em algumas propagandas. Palavras como enfisema, câncer, bronquite, pneumotórax, asma e tantas outras poderão fazer parte do vocabulário de um fumante inveterado no futuro. Capítulo VIII: Botando fogo nos elementos químicos Neste último capítulo sobre óxidos, vamos tratar de algumas reações que os produzem. Quem já teve a curiosidade de queimar papel ou madeira deve ter percebido que no decorrer da queima aparecem uma fumaça branca e outra preta. Quando um prédio se incendeia ocorre este mesmo fenômeno. Qual seria a origem dessas duas fumaças? E o que óxidos têm a ver com isso? Tudo! Alguma vez já te convidaram para um churrasco dizendo: vamos queimar uma carne? Para se fazer um churrasco, é preciso uma boa carne e um braseiro bem quente. No momento em que se acende o carvão até o momento da formação da brasa, pode-se perceber uma fumaça branca como se alguma coisa estivesse pegando fogo; na verdade, está. Mas não se trata de nenhum incêndio. Quando estamos fazendo aquele churrasco com os amigos, acontece a combustão do carvão. O carvão possui em sua composição 60 a 85% de carbono e quando ocorre a sua combustão completa, tem-se, como um dos produtos, o gás carbônico (CO 2 ). E aí temos a explicação para a tal fumaça branca. No caso da combustão incompleta, além de gás carbônico, haverá a formação de monóxido de carbono (CO) que fica evidenciado por uma fumaça negra.. 13.

15 A reação de combustão não seria possível sem que houvesse o oxigênio. Mas nem sempre ele esteve presente em nosso planeta. Há bilhões de anos, ele nem sonhava em aparecer. Em nossa atmosfera existiam apenas gases como metano, amônia e gás sulfídrico (H 2 S). Nesta época, os metais que existiam em nossa crosta associavam-se ao enxofre para formar minérios na forma de sulfetos com a galena (PbS) e a blenda (ZnS). O oxigênio surgiu em nosso planeta juntamente com os seres aeróbicos e aos poucos os níveis de enxofre foram diminuindo e os de oxigênio aumentando. Assim, nosso ambiente foi lentamente deixando de ser abundante em enxofre para se enriquecer de oxigênio até chegar aos atuais 21%. Hoje em dia, a concentração de enxofre na atmosfera fica em míseras partes por milhão (ppm). Nas aulas de ciências e de geografia, ouve-se falar em minérios cujos nomes têm em comum a terminação ita. São eles a bauxita (Al 2 O 3 ), cassiterita (SnO 2 ), hematita (Fe 2 O 3 ), magnetita (Fe 3 O 4 ), pirolusita (MnO 2 ) e outros. O oxigênio possui uma incrível capacidade de se combinar com os diversos elementos da Tabela Periódica; associa-se inclusive com gases nobres, tanto que existem compostos formados entre eles; pelo que se percebe, os gases nobres não fazem mais tanto jus ao nome já que receberam por não se associarem a qualquer elemento. Temos aí outra quebra de paradigma. Hoje já são conhecidos mais de 80 compostos de xenônio com flúor e oxigênio, um ótimo exemplo de que na química, como em qualquer ciência, as coisas não são estáticas e que verdades absolutas podem cair por terra a qualquer momento. Vimos no capítulo de reatividade dos metais que estes reagem de maneira diferente com ácidos e entre metais e oxigênio acontece a mesma coisa. Os metais alcalinos e alcalinos terrosos sofrem a ação do oxigênio (oxidação) com extrema facilidade. Os elementos da família B sofrem esta ação de maneira bem lenta e diferenciada. Numa reação de transferência de elétrons, um elemento sofre perda de elétrons (oxidação) e outro ganha elétrons (redução). Comparando a maneira como isto ocorre em diversos elementos, foi construída o que se conhece como Tabela de Potencial de Redução. Tomando como padrão o potencial do hidrogênio gasoso (valor de zero volt) e montando pilhas entre ele e cada espécie, mediu-se a diferença de potencial com um aparelho denominado amperímetro, estabelecendo assim o valor em volts da energia química decorrente da transferência de elétrons entre uma espécie que os perde (redutor) e outra que os ganha (oxidante). Com o auxílio desta tabela, consegue-se prever que metal será mais facilmente oxidado e ordená-los de acordo com a facilidade com que eles perdem elétrons. De posse desse conhecimento, podemos escolher qual metal deve ser usado para se evitar ou ao menos minimizar o desgaste das ligas metálicas e outros materiais devido à ação do ambiente químico em que eles se encontram.. 14.

16 Capítulo IX: Nem tudo que queima é ácido No primeiro capítulo, vimos os cuidados que devemos ter com ácidos fortes e concentrados para que acidentes e queimaduras graves não aconteçam. Agora iremos falar de outra substância que apresenta comportamento semelhante e também provoca queimaduras como as destes tipos de ácidos. Estamos falando da soda cáustica. Acidentes com este tipo de substância costumam ser mais comuns do que se imagina. Em muitas residências, encontramos um recipiente de soda cáustica, geralmente usada para desentupir pias e ralos. A soda cáustica se apresenta em forma de pastilhas ou escamas e possui grande afinidade por água a ponto de em contato com umidade, os grânulos da substância se desfazerem devido à adsorção de água. Por incrível que pareça, um recipiente de soda cáustica velho costuma ser tão perigoso quanto um novo. Devido a esta capacidade de absorver água, com o passar do tempo, o vasilhame onde o material fica guardado é contaminado com a umidade, formando uma solução altamente concentrada de soda. O que a primeira vista parece inofensivo, na verdade, torna-se uma verdadeira arma. O contato entre a água e a soda não ocorre com o mesmo vigor com que acontece com o ácido, mesmo sendo o seu calor específico mais que o dobro do ácido sulfúrico, cerca de 0,772 kcal/kg a 25 ºC. Por se tratar de um sólido sua dissolução em água à temperatura ambiente (25 ºC) é lenta, causando liberação progressiva de calor; com isso, a elevação de temperatura decorrente da energia liberada ocorre de maneira bem gradual. Muitas donas-de-casa costumam guardar este perigoso material em recipientes inadequados e visualmente convidativos para crianças curiosas que acabam sendo as maiores vítimas de acidentes. Ao falar em soda cáustica, não se pode deixar de comentar o caso do leite contaminado. No final do ano de 2007, veio à tona o caso de contaminação de leite por uma cooperativa do estado de Minas Gerais. Mais uma vez, como foi visto no capítulo III, temos um caso em que uma substância química ganha espaço na mídia por aparecer onde não deveria estar. Este caso foi mais grave do que o cãs do Celobar porque enquanto no primeiro a presença de uma substância química num medicamento ocorreu por imprudência, neste caso foi proposital. Quem adicionou hidróxido de sódio ao leite sabia perfeitamente o que estava fazendo e, além de tudo, sabia que consequências poderiam advir desta adulteração. O resultado não podia ser outro: diversos casos de intoxicação alimentar despertaram a atenção das autoridades para investigar a causa do ocorrido. Além de soda cáustica, as análises feitas pela perícia confirmaram a presença, no leite, de peróxido de hidrogênio (água oxigenada), outra substância cuja ingestão provoca sérios problemas à saúde.. 15.

17 O caso foi investigado pela Polícia Federal, funcionários da cooperativa foram chamados a depor e confirmaram a adulteração. Quando se fala em adulteração do que quer que seja, uma coisa precisa ficar bem clara: os métodos de análise estão cada vez mais modernos e mesmo quantidades ínfimas de um contaminante podem ser detectadas com precisão. Outro hidróxido tão perigoso quanto o hidróxido de sódio é o hidróxido de potássio. Conhecido como potassa, apresenta-se de duas formas: potassa cáustica e potassa alcoólica. A primeira forma solúvel em água (121 g para cada 100 ml de água) e a segunda em álcool (40 g para 100 ml de álcool). Existe uma diferença na solubilidade dos hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos e iremos discuti-la agora. Se você já observou bem o rótulo de um frasco de leite de magnésia deve ter percebido as expressões: suspensão de hidróxido de magnésio e agite bem antes de usar. Estas recomendações não estão escritas no frasco por acaso. Ao contrário dos hidróxidos da família 1A, os álcalis da 2A não apresentam grande solubilidade em água. Veja a tabela abaixo que mostra os dados da solubilidade dos hidróxidos em g/l: Hidróxido Solubilidade Be(OH) 2 2,40 x 10-6 Mg(OH) 2 0,38 Ca(OH) 2 0,80 Sr(OH) 2 4,88 Ba(OH) 2 14,72 Tabela 2 Ao analisar os valores de solubilidade e a posição dos elementos da família 2A na tabela, podemos perceber que a solubilidade aumenta com o aumento do período a que pertence o elemento. Verifique as solubilidades do hidróxido formado pelo bário (6 período) e do hidróxido de berílio (2 período). Observe, agora, a tabela com os raios atômicos dos elementos da família dos metais alcalinos terrosos, com exceção do rádio:. 16.

18 Elemento Raio m picômetros(pm) Berílio 105 Magnésio 150 Cálcio 180 Estrôncio 200 Bário 215 Tabela 3 Se somarmos os raios do hidrogênio (25 pm) e oxigênio (60 pm) a fim de simular o raio do íon OH -, veremos que o elemento que terá raio mais próximo do valor resultante será o berílio, ou seja, o elemento cujo hidróxido possui menor solubilidade. Esta semelhança entre a soma dos raios dos elementos que compõem o ânion formador do hidróxido e o raio do cátion mostra uma relação com a solubilidade do hidróxido. Quanto mais próximos forem os valores do raio do cátion e do ânion, menor será a solubilidade, pois cátions e ânions de tamanhos próximos têm maior tendência a permanecerem juntos formando sólidos; quando os tamanhos forem muito distantes, a tendência será de permanecerem separados, ou seja, em solução e, consequentemente, favorecendo a solubilização. Capítulo X: o arco íris da química Na química, as reações coloridas que acontecem quando misturamos certas soluções são apaixonantes. Muitas pessoas se encantam com a química desde criança quando ganham de presente um kit com soluções coloridas e receitas para misturar conteúdos de frascos numerados; como num passe de mágica, correm mudanças, aparecem e desaparecem cores como um verdadeiro arco-íris químico. O que estará por trás daquela mágica que nos encantava quando pequenos? Vamos desvendar este segredo neste capítulo final, fechando com chave-de-ouro o estudo das funções inorgânicas e suas reatividades. Em química, quando falamos de cores, devemos pensar nos elementos de transição externa. Muitos deles formam soluções que por si só já são coloridas e nos permitem identificar, de imediato, qual é o elemento ou até mesmo qual é substância presente naquela determinada solução. Veja as imagens abaixo e os nomes com as fórmulas a elas associadas:. 17.

19 Cloreto Férrico (FeCl3) Permanganato de Potássio (KMnO 4 ) Figura

20 Sulfato de Cobre (CuSO4) Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) Figura 3 Porque será que, ao contrário dos elementos representativos, alguns metais de transição formam soluções coloridas? Se você, caro aluno, comparar a configuração eletrônica dos elementos representativos com os de transição, irá perceber que estes últimos apresentam elétrons de valência em orbitais do tipo d. Os orbitais livres são preenchidos por elétrons do solvente fazendo uma ligação chamada de coordenada, cuja energia corresponde a um valor de comprimento de onda associado a uma cor do espectro. Esta ligação é chamada coordenada e caracteriza os chamados compostos de coordenação. São eles os responsáveis pela beleza das cores vistas nas soluções acima. Passemos, agora, a desvendar a mágica do aparecimento das cores. Veja as três imagens em sequência: Figura

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