Funções Químicas e suas reatividades - CCEAD PUC-Rio

 Funções Químicas e suas reatividades
Álvaro Teixeira
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Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades Funções Químicas e suas reatividades
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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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) + H2O (l) → H3O+ (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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 H3O+(aq),
proveniente da ionização do ácido, através da reação representada abaixo:
HCO3- (aq) + H3O+ (aq)→ H2CO3 (aq) + H2O(l)
O ácido carbônico produzido na reação, por ser instável, sofre decomposição em gás carbônico e água
conforme a reação:
H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(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 H3O+(aq) produzindo água, de acordo
com a reação abaixo:
H3O+(aq)+ OH - (aq) → 2 H2O(l)
Pode parecer estranho para alguns a presença do íon H3O+(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 H3O+(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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 (BaSO4), 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 2002. 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 (BaCO3) com ácido sulfúrico (BaCO3(s)
+ H2SO4(aq )→ BaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)), o produto desejado (BaSO4) 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:
BaCO3(s) + 2 H3O+ (aq) + 2Cl-(aq)→ Ba+2(aq) + CO3-2(aq) + 2 H3O+(aq) + 2 Cl-(aq)
. 4 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades Você deve ter percebido que na reação do ácido sulfúrico com o carbonato de bário, os íons H3O+(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:
BaCO3(s) → Ba+2(aq) + CO3-2(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:
CO3-2(aq) + 2 H3O+(aq) → H2CO3(aq) + 2 H2O(l)
H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(l)
ou
HCO3-(aq) + H3O+ (aq)
→ H2CO3(aq) +H2O(l)
H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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) → FeCl2(aq) + H2S(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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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, NO2). 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
(NO3)-(aq) + e- + 2H3O+(aq) → NO2(g) + 3H2O(l) e outra de oxidação (Cu(s) → Cu2+(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) + 2NO3-(aq) + 2e- + 4H3O+(aq) → 2NO2(g) + 6H2O(l) + Cu2+(aq)
. 7 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 (CaCO3) 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 Fe2+ e do Fe3+.
Fe2+ - 1s2 2s2 2p6 3s23p6 3d6
Fe3+ - 1s2 2s2 2p6 3s23p6 3d5
Analisando as duas configurações, percebemos que o íon Fe2+ apresenta seis elétrons no subnível mais
energético (d) contra cinco do íon Fe3+. Como o subnível d comporta no máximo 10 elétrons e o íon
Fe3+ 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 Fe2+, 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 Fe2+(aq), deve-se prepará-la na hora ou reduzir os íons Fe3+(aq) a Fe2+(aq) com auxílio
de um agente redutor, pois do contrário, em pouco tempo, este íon se oxidará. Os íon Fe2+(aq) e Fe3+(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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 (SO2)
e outros atribuem este efeito ao trióxido (SO3). 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 (CO2) 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)
. 11 . H (2,1)
Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 (SO2 e SO3) 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 (CO2). 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 (H2S). 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 (Al2O3), cassiterita (SnO2), hematita (Fe2O3), magnetita (Fe3O4),
pirolusita (MnO2) 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades Cloreto Férrico (FeCl3)
Permanganato de Potássio (KMnO4)
Figura 2
. 18 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 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 4
. 19 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades Observando o antes e o depois, verificamos o surgimento de uma coloração escura quando o líquido
amarelo é adicionado ao béquer contendo o líquido incolor. Que mágica será esta? Na realidade, o que
está representado acima não se trata de truque ou magia, pouco habilidade, mas sim de uma reação
química de formação de um composto que apresenta ligações coordenadas. Vamos detalhar
quimicamente o que acontece nas imagens anteriores. O frasco de coloração amarela contém uma
solução de íons Fe3+(aq) e o frasco incolor, íons tiocianato SCN-(aq). A reação destes dois íons produz um
composto de coloração vermelho-sangue denominado tiocianato férrico: um sal formado pela união
dos dois íons na proporção de um íon ferro para três íons tiocianato, o que resultará num composto de
coordenação de fórmula Fe(SCN)3. A reação química que descreve o processo pode ser representada da
seguinte forma:
Fe3+(aq) + 3SCN‐(aq) → Fe(SCN)3(aq) Mais uma vez, a reação acima foi representada de modo a mostrar somente o que acontece, apesar
de ser muito comum encontrarmos a seguinte representação abaixo:
FeCl3(aq) + 3KSCN(aq) → Fe(SCN)3(aq) + 3KCl(aq) Uma reação química serve para representar um fenômeno químico e os íons K+(aq) e Cl-(aq)
simplesmente não participam da reação; funcionam apenas como meros espectadores da reação
entre os íons que efetivamente reagem, e que foram representados, os íons Fe3+(aq) e SCN-(aq).
Outro fenômeno encantador e intrigante acontece quando se mistura duas soluções e aparecem
sólidos no fundo dos tubos de ensaio.
Mais uma vez não há truque, e sim, um outro tipo de reação química conhecida como precipitação.
No caso anterior formou-se um composto solúvel, neste caso, temos duas substâncias solúveis
gerando um produto insolúvel.
. 20 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades Porém, quimicamente, não se emprega o termo insolúvel para classificar algumas substâncias como
as representadas a seguir:
Ag +(aq) +
Cl -(aq)
Ag +(aq) +
Br -(aq) → AgBr(s).
Ag +(aq) +
I -(aq)
→ AgCl(s).
→
AgI(s).
Tais substâncias são ditas “pouquíssimo solúveis”. Esta ínfima solubilidade costuma ser medida por
uma constante chamada de produto de solubilidade (Kps). Veja abaixo os valores para alguns
haletos de prata.
1,8x10-10 – AgCl
5,0x10-13 – AgBr
8,5x10-17 – AgI
Vamos novamente retomar a análise dos raios atômicos dos elementos e relacioná-los com a
solubilidade?
Elemento
Raio atômico (picômetros)
Ag
160
Cl
79
Br
94
I
115
Tabela 4
De novo, temos a mesma relação do caso dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos. Como o iodo tem
o raio mais próximo do raio da prata, a solubilidade do sal formado pelo seu cátion e o ânion iodeto
apresenta menor solubilidade enquanto que o sal formado com o íon cloreto exibe maior solubilidade
entre os três sais apresentados.
. 21 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades Outra análise interessante pode ser feita com base na eletronegatividade. Observe a tabela com os
valores das eletronegatividades dos elementos que formam os três sais representados anteriormente:
Elemento
Eletronegatividade
Ag
1,93
Cl
3,16
Br
2,96
I
2,66
Tabela 5
Fazendo os cálculos de diferença de eletronegatividade entre o respectivo haleto e a prata, teremos os
seguintes valores: AgCl (1,23), AgBr (1,03) e AgI (0,73). Este critério foi usado por Linus Pauling para
identificar o tipo de ligação química existente entre os elementos, ou seja, iônica ou covalente. Com
isto, podemos calcular a porcentagem de caráter iônico em cada espécie e assim justificar a graduação
de cor que tende para o amarelo no iodeto de prata contrastando com o branco do cloreto de prata e
um meio termo entre o branco e o amarelo do brometo de prata.
A análise dos dados da tabela abaixo, juntamente com os valores das diferenças de eletronegatividade,
permite concluir que o iodeto de prata possui menor percentual de caráter iônico (12%) contra 22% do
brometo e 30% do cloreto. Portanto, podemos relacionar cor com caráter iônico, ou seja, quando o
caráter iônico for baixo, o composto apresentará cor e um aumento deste caráter implicará na perda da
coloração.
. 22 . Sala de Leitura Funções Químicas e suas reatividades 0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2
Diferença de
etronegatividade
Porcentagem de 0 0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 47 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92
caráter iônico
Ligação
Covalente Apolar 0 Ligação Covalente Polar
Ligação Iônica
------>
Tabela 6
Com isso, chegamos ao final do último capítulo da série funções químicas e suas reatividades
esperando que as informações que foram colocadas ao longo dos diversos capítulos tenham
acrescentado conhecimento para a sua formação, não apenas em química, mas também enquanto
cidadão consciente do seu papel na sociedade e como agente de transformação social.
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