quinta-feira, 23 de setembro de 2010

A QUÍMICA DO COTIDIANO

A ciência, como um conjunto organizado de conhecimentos, apresenta-se dividida em várias disciplinas, que se relacionam entre si. Entre elas temos a Química, que estuda a natureza da matéria, suas propriedades, suas transformações e a energia envolvida nesses processos.

Podemos dizer que tudo à nossa volta é Química, pois todos os materiais que nos cercam passaram ou passam por algum tipo de transformação.

Desde muitos séculos se sabe que muitos materiais também podem emitir luz quando excitados. Isto ocorre quando os elétrons dos átomos absorvem energia e passam para níveis mais altos. Quando os elétrons voltam para os níveis mais baixos, liberam a diferença de energia. E esta liberação pode ocorrer na forma de emissão de luz. Este fenômeno é usado, por exemplo, na confecção dos fogos de artifício. Quando os fabricantes desejam produzir fogos de artifício coloridos, misturam à pólvora compostos de certos elementos químicos apropriados, utilizam sais de diferentes metais na mistura explosiva (pólvora) para que, quando detonados, produzam cores diferentes. Para se obter a cor amarela, por exemplo, adicionam sódio (Na), para conseguir o vermelho-carmim, colocam estrôncio (Sr). Quando querem o azul-esverdeado, utilizam cobre (Cu). Desejando o verde, empregam o bário (Ba), se a cor desejada for a violeta, usam o potássio (K) e para o vermelho podem utilizar o cálcio (Ca). Na hora em que a pólvora explode, a energia produzida excita os elétrons desses átomos, ou seja, os elétrons "saltam" de níveis de menor energia (mais próximos do núcleo) para níveis de maior energia (mais distantes). Quando retornam aos níveis de menor energia, liberam a energia que absorveram, na forma de luz colorida.

As diferentes cores são observadas quando os elétrons dos íons metálicos retornam para níveis menores de energia (mais internos), emitindo radiações com a coloração característica de cada "salto" energético (diferentes comprimentos de onda).

Lembremos do que acontece na sua cozinha, quando a água com sal do arroz escorre na panela e atinge a chama azul do fogo. Aparece uma coloração amarela bem forte. O sal de cozinha é o cloreto de sódio, e a cor característica do sódio é amarela.

Os luminosos de neônio (Ne) e as lâmpadas de vapor de sódio ou mercúrio (Hg), utilizadas em iluminação pública, são dispositivos baseados em tubos de raios catódicos. Estes tubos são ampolas de vidro com um gás no seu interior, a baixa pressão, e que possuem extremidades metálicas onde se aplica uma diferença de potencial elétrico. Eles são semelhantes aos tubos de imagem dos televisores. Nestes, há uma substância no estado gasoso, cujos elétrons são excitados por ação da corrente elétrica. Quando esses elétrons retornam, há a emissão e luz. Nos luminosos de gás neônio, a luz emitida é vermelha, e nas lâmpadas de vapor de sódio é amarela.

Alguns seres vivos possuem um interessante mecanismo em seus organismos: reações química utilizam a energia (proveniente dos alimentos) para excitar elétrons de alguns átomos. Quando os elétrons voltam ao estado fundamental, há emissão de luz. Esse fenômeno é chamado de bioluminescência.

O caso mais conhecido de bioluminescência é o dos vaga-lumes (ou pirilampos). Há evidências de que eles utilizam os sinais luminosos para se comunicarem com os parceiros do sexo oposto. A emissão de luz neste caso, tem portanto, finalidade relacionada ao acasalamento dos vaga-lumes.

Há outras espécies de seres vivos (por exemplo, alguns fungos, algas, vermes e cnidários) que também apresentam bioluminescência, porém os cientistas ainda não esclareceram, em muitos casos, qual o papel que este fenômeno desempenha em suas vidas.

Alguns materiais, quando absorvem radiação, emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado genericamente de luminescência. Quando a emissão ocorre imediatamente após a incidência da radiação, o fenômeno é chamado de fluorescência. Se, por outro lado, a emissão demorar alguns segundos ou até mesmo algumas horas, chamamos de fosforescência. Portanto as lâmpadas são fluorescentes e os interruptores de luz são fosforescentes.

Podemos notar que a química está mesmo presente em tudo, desde a fabricação de fogos de artifício, até a comunicação entre os insetos. Este fenômenos aparentemente são bem diferentes mas, na realidade, utilizam as mesmas propriedades básicas da matéria como a espectroscopia, estrutura atômica, etc.

As reações químicas ocorrem constantemente no ambiente, nas fábricas, nos veículos e em nosso corpo. Em uma reação química, um ou mais tipos de matéria se transformam em um novo tipo — ou em vários novos tipos — de matéria. Abaixo, mostram-se algumas reações comuns. A vida tal como a conhecemos não existiria sem esses processos: as plantas não poderiam realizar a fotossíntese, os automóveis não se moveriam, os músculos não teriam força, a cola não grudaria e o fogo não poderia arder.


Química do Músculo

Energia consumida

ATP à ADP + Pi

Ácido Láctico

CH3COCOOH à CH3CHCHCOOH


Química Indústrial


Fe2O3 + 3CO à 2Fe + 3CO2


Combustão

2C8H18 + 25 O2 à 16CO2 + 18 H2O


Química Atmosférica

Ozônio

3 O2 à 2 O3

Chuva Ácida

SO3 + H2O à H2SO4


Oxidação

4Fe + 3 O2 + 6H2O à 4Fe(OH)3


Bioquímica

Fotossíntese

6CO2 + 6H2O à C6H12O6 + 6 O2


Uma parte maravilhosa da química em nosso cotidiano são os remédios. Todos eles são desenvolvidos com o maior cuidado e preocupação, são uns dos maiores bens químicos da humanidade. Vejamos alguns:

Hidroclorotiazida (Hydrochlorothiazidum)

C7 H8 Cln3 O4 S2



Descrição: pó cristalino branco ou praticamente branco, quase inodoro.

Solubilidade: levemente solúvel em água; facilmente solúvel em solução de hidróxido de sódio. Insolúvel em éter, em clorofórmio, em benzeno e em ácidos minerais diluídos.

A hidroclorotiazida deve ser ingerida devido ao desequilíbrio hidroelétrico e hipotensão. Ex: Neopress


Paracetamol    (Paracetamolum)

C8 H9 NO2



Descrição: pó cristalinos, brancos, inodoros, com leve sabor amargo.

Solubilidade: solúvel em água fervente e hidróxido de sódio, completamente solúvel em álcool.

Categoria: Analgésico, antipirético.

O paracetamol, cuja atividade se faz  sentir como analgésico pela elevação do eliminar da dor e como antipirético através de ação no centro hipotalãmico que regula a temperatura. Ex: Tylenol


Betametosana        (Betamethasonum)


C22 H29  FO5

Descrição: Pó cristalino branco ou amarelos pálidos, inodoros.

Solubilidade: Pouco solúvel em etanol e em dioxano, muito pouco solúvel em clorofórmio; praticamente insolúvel em água.

A betametasoma, derivado sintético de prendisolona, produz efeito  antiflamatório, anti-reumático e antiarlégico no tratamento de doenças que correspondem ao corticosteróide. Ex: celestone


Sulfato de neomicina  (neomicini sulfas)

Descrição: Pó ou cristais brancos ou branco-amarelados; inodoro e higroscópico.

Solubilidade: facilmente solúvel em 3 partes de água; lentamente solúvel em 1 parte de água; muito pouco solúvel  em álcool, insolúvel em acetona, éter.

Categoria: Antibacteriano.

A neomicina determina um erro na leitura do código genético da bactéria, interferindo na síntese de suas proteínas assim a  síntese bacteriana é afetada. Ex:teutomian


Sulfato de Gentamicina   (gentamicina sulfas)

Descrição: Pó branco e amarelo claro.

Solubilidade: solúvel em água; insolúvel em álcool, em acetona e em benzeno.

Categoria: antibacteriano.

O sulfato de gentamicina é o sal sulfato das substâncias antibióticas aminoglicosídeo, hidrossolúvel, bactericida de amplo espectro, contra bactérias. Ex: garamicina.


Cloreto de amônio   (Ammonii chloridum)

NH4 Cl

Descrição: Pó  cristalino branco incolor, inodoro, sabor salino.

Solubilidade: facilmente solúvel em água; solúvel em metanol e em álcool; praticamente insolúvel em acetona, em éter e em acetato de etila.

Categoria: expectorante.

O cloreto de amônio facilita a expectoração, reduzindo a viscosidade da secreção brônquica. Ex:santussal.


Àcido Acentilsalicílico    (Acidum Acetylsalicylicum)


C9 H8 O4 (acetato de ácido salicílico)



Descrição: Pó cristalino branco, inodoro tem odor leve, estável ao ar úmido hidrolisa-se gradualmente a ácido salicílico.

Solubilidade: levemente solúvel em água.

Categoria: analgésico, antipirético. Ex: aspirina e melhoral.

Ácidos

Características e propriedades

Erivanildo Lopes da Silva*
Jacques Antonio de Miranda**
Este texto apresenta algumas contribuições para o estudo dos ácidos, destacando características, propriedades e algumas reações químicas.

Ao buscarmos uma definição preliminar sobre o termo ácido, recorrendo para isto a um dicionário, podemos nos deparar com uma ampla lista de terminologias e definições paralelas. Tal análise preliminar deixaria, sem dúvida, qualquer estudante confuso e perplexo com a gama de informações.

Entretanto, o caráter experimental da química permite-nos conhecer melhor as características dessas substâncias analisando conceitos e definições a respeito do assunto.

A palavra "ácido" é originária do termo em latim acidu, que significa "azedo". Esta talvez seja uma das características mais facilmente encontrada nas soluções de ácidos. A evolução do termo tem nos permitido elaborar conceitos mais amplos e úteis.

Teorias

Três teorias se destacaram para a definição destes compostos.

Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius propôs o conceito de dissociação. De acordo com ele, um ácido é uma substância que, dissociado em água, libera íons de hidrogênio (por outro lado, apenas explorando a proposição de Arrhenius, uma base seria uma substância capaz de liberar íons hidroxila quando em solução). Por exemplo:

Reprodução
(Esquema 1)

Íons hidrogênio reagem com a água para formar íons hidrônio:

Reprodução

Embora esta seja a representação mais correta da presença de íons hidrogênio em água, para simplificar, usaremos o termo H+ neste texto.

Em 1923, Bronsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, agindo independentemente, sugeriram uma definição bastante interessante. Na definição de Bronsted-Lowry, ácido é uma espécie que tende a dar um próton, enquanto uma base seria uma espécie capaz de receber o próton. Esta definição permite entender, por exemplo, a atuação da água na reação abaixo:

Reprodução
(Esquema 2)

No mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentavam seus trabalhos, o químico norte-americano G. N. Lewis fez sua proposição. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons, enquanto uma base seria uma espécie capaz de doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Assim, o ácido seria um receptor de par de elétrons.

Propriedades

Tais definições nos ajudarão a entender uma série de propriedades dos ácidos. Note que na dissociação apresentada no Esquema 1 são fornecidos íons à solução. Sempre que uma espécie química apresenta tal comportamento, definimos tais solutos como eletrólitos. Vale lembrar que uma solução de um eletrólito conduzirá melhor a eletricidade que o solvente puro.

É importante realizarmos tal comentário, deixando claro que somente quando os íons provenientes do ácido estiverem presentes é que temos uma solução condutora. O exemplo citado acima deixa claro que apesar de o HCl ser um composto molecular, trata-se de um eletrólito. (Sugestão: ler o texto Soluções aquosas - Estudo qualitativo e quantitativo das concentrações.)

Para o caso dos ácidos, poderíamos afirmar que quando o ácido está presente somente como íons em solução (completamente dissociado, por exemplo, HCl), tem-se um eletrólito forte. Quando a solução é constituída por íons e moléculas não-dissociadas (por exemplo, HF) trata-se de um eletrólito fraco. Vale ressaltar que esta nossa aproximação foi construída considerando-se soluções não muito concentradas.

A seguir, enumeramos alguns ácidos comuns.

Tabela 1 - Ácidos comuns
Ácido forte (eletrólito forte)Ácido fraco (eletrólito fraco)
HClÁcido clorídricoH3PO4Ácido fosfórico
HBrÁcido bromídricoH2CO3Ácido carbônico
HIÁcido iodídricoCH3CO2HÁcido acético
HNO3Ácido nítricoH2C2O4Ácido oxálico
HClO4Ácido perclóricoC4H6O6Ácido tartárico
H2SO4Ácido sulfúrico C6H8O7Ácido cítrico


C9H8O4 Aspirina
Fonte: KOTZ; TREICHEL Jr., 2006.

Classificações

Dos exemplos citados na tabela, destacaremos alguns para introduzir algumas classificações.

É fácil perceber que o átomo de hidrogênio é comum a todas as espécies citadas acima. Contudo, a presença do átomo de oxigênio não é geral. Ácidos que apresentam o átomo de oxigênio na fórmula são classificados como ácidos oxigenados, enquanto que aqueles que não apresentam o oxigênio são chamados de ácidos não-oxigenados ou hidrácidos.

Talvez a propriedade mais conhecida dos ácidos esteja associada à sua reação com hidróxidos metálicos, formando sal e água. Alguns exemplos são apresentados a seguir:

Reprodução
(Esquema 3)

Tais reações são conhecidas como reações de neutralização.

Além destes exemplos, é possível estender tais reações para o campo da química orgânica, analisando a reação entre ácidos e alguns corantes orgânicos.

Alguns corantes podem sofrer protonação (receptor de H+) ou desprotonação (doador de H+) de grupos funcionais específicos, geralmente sem que ocorra (mas não necessariamente) a destruição da molécula. Trata-se de um princípio químico, que permite acompanhar a mudança de cor do corante, dependendo das características ácidas ou básicas do meio.

Esses compostos são conhecidos como indicadores, bastante utilizados em procedimentos analíticos de titulação. Por exemplo, a fenolftaleína é um composto que apresenta características distintas quando na presença de soluções de ácidos ou bases. Quando em meio básico, esse composto apresenta-se na coloração rosa, enquanto que em meio ácido torna-se incolor.

Talvez a compreensão fique mais clara se analisarmos o comportamento dos indicadores por meio da escala de pH. Neste texto, a escala será apenas apresentada, sem discussões sobre sua construção e potencialidades de análise:

01234567891011121314
ÁcidoneutroBásico
Esquema 4: Escala simplificada de PH

Um dos indicadores mais comuns para os ácidos é o tornassol. O tornassol azul muda para vermelho em presença de um ácido. Outros indicadores podem ser citados, mas vale ressaltar que suas características serão dependentes do pH de viragem, ou seja, a simples mudança de cor não será suficiente para classificar a espécie como ácida.

Tabela 2 - Alguns indicadores ácido-base
IndicadorTransição de corpH de viragem
Violeta de metilaAmarelo - azul0 - 1,6
Azul de bromofenolAmarelo - azul3,0 - 4,6
Alaranjado de metilaVermelho - amarelo3,1 - 4,4
Azul de bromotimolAmarelo - azul6,0 - 7,6
TimolftaleínaIncolor - azul9,4 - 10,6
Amarelo de alizarina Amarelo - vermelho 10,1 - 12,0
Fonte: BACAN et.al., 1979.

Ácidos e metais

Para encerrar as discussões propostas neste texto, finalizamos com a reação dos ácidos com metais. A série de atividade dos metais (Tabela 3) apresenta os metais em ordem decrescente de atividade. O hidrogênio foi propositalmente incluído na série, para que possamos compreender a reação dos ácidos com metais. Qualquer metal acima do hidrogênio nessa série deslocará o hidrogênio de um ácido (SACKHEIM; LEHMAN, 2001). Os metais superiores seriam aqueles que promoveriam tal reação com maior facilidade:

Tabela 3 - Série de atividade dos metais
KPotássio
CaCálcio
NaSódio
MgMagnésio
Al Alumínio
ZnZinco
FeFerro
SnEstanho
Pb Chumbo
HHidrogênio
CuCobre
HgMercúrio
AgPrata
AuOuro

Para qualquer metal acima do hidrogênio, teríamos reação com ácidos, produzindo um sal e hidrogênio gasoso. Por exemplo:

Reprodução
(Esquema 5)

Note porque os ácidos não podem ser armazenados em recipientes desses metais ativos. Materiais cirúrgicos ou dentários, geralmente de aço inoxidável, não podem ser deixados na presença de ácidos, uma vez que estes materiais contêm ferro.

Já os metais abaixo do hidrogênio na Tabela 3, não são capazes de substituir o hidrogênio no ácido. Ou seja, podemos esperar que a mistura de cobre com ácido clorídrico não produza hidrogênio, e isso realmente ocorre:

Reprodução
(Esquema 6)


É importante ressaltar que o fato de o cobre não reagir com ácido clorídrico não generaliza seu comportamento frente ao ataque ácido. Embora não liberem hidrogênio, eles reagem com ácidos oxidantes para formar produtos de redução dos ácidos oxidantes, os sais do respectivo metal e água:

Reprodução
(Esquema 7)

A reatividade (espontânea) de certo metal com ácido (H+) oxidante para liberar H é determinada pela posição do metal na série eletromotriz. Quanto mais eletropositivo e combinado com condições extremas, que combinem temperatura, superfície de contato, concentração do ácido, dentre outras, podemos interferir na velocidade da reação entre as espécies, como destacamos a seguir:

Reprodução
(Esquema 8)


Curiosidades

Ácidos fortes atacam as roupas e a pele. Fibras vegetais (algodão, linho), animais (seda, lã) e sintéticas são rapidamente destruídas por ácidos fortes. O amarelamento da pele em contato com ácido nítrico é um teste específico para proteínas.

Áreas da pele atacadas por ácido devem ser lavadas com água em abundância. Em seguida, devem ser tratadas com bicarbonato de sódio, para neutralização de qualquer porção de ácido remanescente. Já ácidos diluídos e/ou fracos, podem ser até utilizados no interior do corpo.

A absorção de um medicamento está bastante associada ao seu caráter eletrolítico. Em geral, os medicamentos são mais bem absorvidos através do trato gastrointestinal quando se apresentam na forma não-ionizada. Assim, medicamentos fracamente ácidos serão mantidos, na forma não-ionizada, no estômago, fracas ao seu pH ácido, facilitando sua absorção.

Já um medicamento fracamente básico será bastante ionizado no estômago e, portanto, pouco absorvido. Um exemplo seria a aspirina (ácido acetilsalicílico). Quando em solução ácida, como no estômago, ela se apresenta mais de 90% na forma não ionizada; enquanto que em solução neutra, apenas 1%. Assim, podemos concluir que ela seria facilmente absorvida no estômago (pH próximo de 2) e mais lentamente no intestino delgado, onde o pH é superior a 7.

Bibliografia

  • BACAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 2ª ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1979.

  • KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. M. Química geral e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006.

  • RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V.1.

  • SACKHEIM, G. I.; LEHMAN, D. D. Química e bioquímica para ciências biomédicas. 8ª ed. São Paulo: Manole, 2001.

  • *Erivanildo Lopes é professor assistente da Universidade Federal da Bahia.
    **Jacques Antonio de Miranda é professor adjunto da Universidade Federal da Bahia.

    estrutura atômica