Reações químicas

Ideias centraisReações químicas transformam substâncias em outras. Possíveis evidências de reações químicas incluem mudança de temperatura, emissão de luz e formação de gás.

Você é uma máquina. O seu organismo executa uma porrada de processos todo dia, convertendo substâncias e obtendo energia, tudo isso pra te manter vivo. O alimento que você ingere é constituído de inúmeras substâncias, que vão ser transformadas em outras; esses processos vão liberar energia que te mantém aquecido e de pé pra enfrentar esse mundo injusto.

Nós chamamos de reação química (ou transformação química ou fenômeno químico) um processo que transforma uma ou mais substâncias em outra(s). O contrário disso é um fenômeno físico, um processo que não altera a constituição do material envolvido (como uma mudança de estado físico, por exemplo).

Uma reação química pode envolver poucas substâncias, ou muitas; pode ser bem rápida ou bem lenta; pode esquentar ou esfriar o local onde acontece; pode ser bem discreta ou espalhafatosa.

Mas como a gente pode ter alguma ideia se uma reação química aconteceu? Bem, podemos tentar confirmar isso com algumas possíveis evidências de reações químicas. (Claro que, isoladamente, essas alterações não garantem que houve uma mudança de composição dos materiais envolvidos. Mas elas tendem a ser boas pistas.)

Mudança de cor

Por exemplo, um objeto de ferro que enferruja. Ocorre uma reação química do ferro com o oxigênio do ar e a água, que transforma parte do ferro em substâncias chamadas de óxidos e hidróxidos de ferro. Essas substâncias têm cor mais avermelhada (Figura 4.22), enquanto o ferro tem uma cor acinzentada.

Mudança de odor

Quando uma fruta apodrece, ou um alimento passa do prazo de validade, eventualmente ele vai começar a cheirar mal. Isso é devido a diversas reações das substâncias presentes no alimento (carboidratos, gorduras, etc.), geralmente feitas por micro-organismos como bactérias. Ao consumirem essas substâncias (para benefício próprio), são formados gases e outras substâncias malcheirosas.

Formação de gases

O processo de respiração celular, que você está executando neste exato momento (eu espero), é um exemplo de reação química que forma um gás, no caso, o gás carbônico, que você expira.

Ok, não é um exemplo muito bom de início, já que esse gás é invisível. Mas existem alguns gases coloridos, como o dióxido de nitrogênio, que pode ser obtido reagindo fios de cobre com uma substância chamada ácido nítrico (Figura 4.33). O dióxido de nitrogênio é um gás marrom-avermelhado, cuja formação é obviamente notável durante a reação.

Também podem ser produzidos gases em reações feitas com líquidos, causando a formação de bolhas, chamada de efervescência (Figura 4.44). Por exemplo, quando se dissolve um comprimido antiácido efervescente na água, há a formação de gás carbônico.

Emissão de luz

Um exemplo disso é a queima do metal magnésio: ao reagir com o oxigênio do ar, há a formação de óxido de magnésio, num processo que emite uma luz branca extremamente forte (Figura 4.56). Por causa disso, essa reação já foi até usada em flashes antigos para fotografia (Figura 4.67).

Aumento ou diminuição de temperatura

Um exemplo bem óbvio disso é qualquer processo de queima (ou combustão). Quando um material pega fogo, de maneira geral ocorre a reação das substâncias dele com o gás oxigênio do ar. Essa reação pode ser iniciada de várias formas (com aquecimento, com uma faísca elétrica ou até mesmo por uma chama) e produz vários gases, com aumento de temperatura. Isso acontece devido à liberação de calor que essa reação proporciona pra vizinhança do sistema.

Alguns processos ocorrem com diminuição de temperatura da vizinhança, porque precisam absorver calor para ocorrerem.9

Formação de um sólido insolúvel

Aqui a ideia é: uma mistura de líquidos gera um sólido que não estava presente lá, e que por não ser solúvel naquele meio, sofre precipitação (vai pro fundo do recipiente). Um exemplo válido é a reação entre duas soluções aquosas, uma de iodeto de potássio e a outra de nitrato de chumbo. Ambas são incolores (ou, no máximo, levemente esbranquiçadas), e ao serem misturadas há a formação do iodeto de chumbo, um sólido amarelo pouco solúvel em água, que precipita (Figura 4.711).

Ideias centraisNuma reação química, reagentes se transformam em produtos. A quantidade dos reagentes diminui enquanto a dos produtos aumenta.

Um dos processos principais que mantém uma planta viva é a fotossíntese. É um conjunto de transformações que pode ser resumida em: a planta captura o dióxido de carbono do ar, junta com um pouco de água, e obtém glicose e ainda de quebra libera um pouco de gás oxigênio pra atmosfera.

Numa reação química, as substâncias que se transformam são chamadas de reagentes, e as substâncias que são formadas são chamadas de produtos. No caso da fotossíntese, dióxido de carbono e água são os reagentes, glicose e oxigênio são os produtos.

Só que ficar descrevendo reações químicas com sentenças inteiras pode eventualmente se tornar longo e desnecessário, então os químicos usam uma representação chamada de equação química. Para a fotossíntese, ela seria assim:

dióxido de carbono + água → glicose + oxigênio

Uma equação química tem dois lados, separados por uma seta que aponta para a direita (→)14. O lado esquerdo corresponde ao estado inicial do sistema, antes de a reação acontecer, ou seja, os reagentes. O lado direito corresponde ao estado final do sistema, depois que a reação aconteceu, ou seja, os produtos. Quando há mais de um reagente ou produto eles são separados por sinais de adição (+).

Podemos ler a equação química acima como “dióxido de carbono reage com água formando glicose e oxigênio” ou algo assim.

Uma equação química geralmente tem alguns símbolos extras, que dão mais informações sobre o processo. Estados físicos dos participantes são indicados entre parênteses: (s) indica sólido, (l) indica líquido, (g) indica gás, e às vezes se usa (v) pra indicar vapor. Outras informações também são apresentadas dessa forma, como (aq), que indica “em solução aquosa”.

Sobre a seta podem ser colocados símbolos e informações também. Por exemplo, a fotossíntese precisa de luz pra acontecer com eficácia; podemos complementar a equação anterior com essa informação:

\[\ce{{dióxido de carbono} + {água} ->[{luz}] {glicose} + {oxigênio}}\]

Podemos colocar informações de temperatura, se for necessário, ou simplesmente o símbolo Δ (letra grega delta maiúscula) sobre a seta para indicar que a reação requer aquecimento.

Mais pra frente, depois que aprendermos símbolos e fórmulas químicas, as equações químicas vão ficar ainda mais compactas e independentes de idioma. A equação química da fotossíntese, por exemplo, ficaria assim15:

6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

Ideias centraisNuma reação de adição, vários reagentes se transformam em um produto. Numa reação de decomposição, um reagente se transforma em vários produtos.

As reações químicas acontecem aos montes, e podem ser classificadas em vários tipos. Nesse começo de estudo, vamos dar destaque a dois tipos de reação química: reação de adição e reação de decomposição.

Reações de adição

São aquelas em que vários reagentes se combinam e formam um único produto. Por exemplo: o metal ferro pode reagir com o oxigênio do ar formando um sólido chamado óxido de ferro:

ferro (s) + oxigênio (g) → óxido de ferro (s)

Ou um pedaço de carbono (por exemplo: carvão ou grafite) pode queimar no ar, reagindo com o oxigênio e liberando dióxido de carbono:

carbono (s) + oxigênio (g) → dióxido de carbono (g)

Reações de decomposição

São aquelas em que um único reagente se “desdobra” em vários produtos. Geralmente podem ocorrer por influência de fatores externos. Como a decomposição pode ser enxergada como uma “quebra” do reagente original em vários produtos, esses processos específicos levam nomes terminados em “-lise” (do grego “lysis”, que significa separação):

• quando ocorre por influência da temperatura, pode ser chamada de pirólise (do grego “pyro”, que significa fogo). Por exemplo, o minério calcário (Figura 4.825) é constituído principalmente pela substância carbonato de cálcio. Quando ele é colocado num forno a centenas de graus Celsius, ele sofre decomposição, se transformando em óxido de cálcio, constituinte principal da cal: \[\ce{{carbonato de cálcio (s)} ->[\Delta] {óxido de cálcio (s)} + {dióxido de carbono (g)}}\]
• quando ocorre por influência da luz, pode ser chamada de fotólise (do grego “photo”, que significa luz). A água oxigenada é uma mistura comercial de água e peróxido de hidrogênio, que quando exposto à luz pode lentamente se decompor: \[\ce{{peróxido de hidrogênio (aq)} ->[{luz}] {água (l)} + {oxigênio (g)}}\]
• quando ocorre por influência de uma corrente elétrica, pode ser chamada de eletrólise. Por exemplo, é possível extrair os gases hidrogênio e oxigênio da água utilizando materiais apropriados e corrente elétrica adequada (por favor, não saia colocando qualquer fiação elétrica dentro da água!): \[\ce{{água (l)} ->[{corrente elétrica}] {hidrogênio (g)} + {oxigênio (g)}}\]

Água oxigenada

Bastante usada no tratamento de cabelos, a água oxigenada é uma solução aquosa da substância peróxido de hidrogênio. A função do peróxido de hidrogênio é abrir a cutícula (camada mais externa) dos fios capilares para permitir a entrada do material descolorante. Além de descolorir cabelos e pelos, a água oxigenada pode ser usada para branquear dentes, já que reage com pigmentos coloridos depositados sobre o esmalte do dente, tornando-os mais claros.

O peróxido de hidrogênio tem os elementos hidrogênio e oxigênio em sua composição, assim como a água, mas tem oxigênio em maior quantidade; por isso o nome água oxigenada. Ela geralmente é vendida e armazenada em frascos opacos, já que o peróxido de hidrogênio pode se decompor quando exposto à luz, liberando gás oxigênio e deixando apenas água. Inclusive, os “volumes” da água oxigenada estão relacionados a quanto oxigênio é liberado nessa decomposição: um litro de água oxigenada 10 volumes consegue liberar 10 L de oxigênio a 0°C e 1 atm, 1 L de água oxigenada 20 volumes libera 20 L de oxigênio, e assim por diante. Quanto maior a “volumagem”, maior a concentração de peróxido de hidrogênio.

Outro uso comum da água oxigenada é desinfecção de ferimentos superficiais. Ao ser aplicada numa ferida com sangue, rapidamente se forma gás oxigênio, que pode matar alguns tipos de bactérias. Essa produção de gás não ocorre por causa da existência de bactérias, mas porque o sangue tem uma enzima chamada catalase. Essa substância serve justamente para acelerar a decomposição de qualquer peróxido de hidrogênio eventualmente formado dentro de algumas células; ao fazer isso, a catalase protege células e tecidos de danos estruturais. Apesar de ainda ser usada como um antisséptico de fácil acesso, altas concentrações de água oxigenada podem ser danosas à pele (Figura 4.926): como elas podem destruir células da pele recém-formadas, é possível a formação de cicatrizes.

A decomposição do peróxido de hidrogênio pode ser acelerada usando substâncias que agem como catalisadores; um catalisador é um material que é adicionado com a função de acelerar uma reação química, sem ser consumido no processo. Na famosa experiência chamada de “pasta de dente de elefante”, se usa um catalisador: num frasco (ou tubo) é colocado um pouco de água oxigenada concentrada, corante alimentício, detergente e, ao ser adicionada uma solução aquosa de iodeto de potássio (o catalisador), há a rápida formação de oxigênio, fazendo com que se crie uma espuma que sai voando loucamente pela abertura do frasco.

Fontes consultadas: ARROIO, A. et al. O show da Química: motivando o interesse científico. Química Nova, v. 29, n. 1, p. 173–178, fev. 2006. / ENCYCLOPEDIA BRITANNICA. Hydrogen peroxide | Formula & Uses. Acesso em: 18 jan. 2021.

Ideias centraisSubstâncias simples não podem passar por reações de decomposição, e são formadas por um elemento químico só. Substâncias compostas podem ser decompostas, e são formadas por vários elementos químicos.

As reações de decomposição foram muito importantes para o desenvolvimento da Química no século 16. Nessa época, foram feitas e catalogadas inúmeras reações químicas, e as reações de decomposição tornaram possível a divisão das substâncias conhecidas em dois grupos. Substâncias que podiam sofrer decomposição eram chamadas de substâncias compostas ou compostos químicos. Substâncias que não sofriam reações de decomposição eram chamadas de substâncias simples ou elementos químicos.16

Assim, substâncias simples eram constituídas por um elemento químico só, que não podia ser convertido quimicamente em outro; substâncias compostas podiam ser separadas (e portanto, eram constituídas) em mais de um elemento químico. Esse conceito foi bem estabelecido por Robert Boyle (1627–1691) em seu livro O Químico Cético, de 1661.

Esse conceito de elemento químico é completamente diferente de um conceito bem mais antigo, lá da época do filósofo Aristóteles (384–322 a.C.), que dizia que tudo era constituído por quatro “elementos” básicos: água, terra, fogo e ar.17

No seu livro Tratado Elementar de Química, de 1789, o químico Antoine Lavoisier (1749–1794) descreveu inúmeras reações químicas, e compilou uma lista de 33 elementos químicos18, que era a quantidade conhecida na época, claro; hoje o conceito é outro, e nem todos esses equivalem a elementos no sentido atual. (230 anos depois, já foram catalogados 118 elementos, alguns até mesmo fabricados pelo ser humano.)

Ideia centralUma reação de combustão é uma queima, e costuma consumir oxigênio e formar gás carbônico e vapor de água (dependendo do combustível).

Além das reações de adição e de decomposição, outro tipo de reação relevante e muito comum é a combustão, que é basicamente a queima de um material, dando origem a fogo. Para uma queima ocorrer, são necessários pelo menos três fatores:

• um combustível, que é a substância que vai queimar; por exemplo: etanol, gasolina, madeira, papel (Figura 4.1019)
• um comburente, que é a substância que vai “alimentar” a queima; na maioria dos casos, é o gás oxigênio
• energia fornecida ao sistema, na forma de calor ou uma descarga elétrica, por exemplo

Os elementos presentes nas substâncias dos combustíveis se combinam com o oxigênio para formar produtos:

• o elemento carbono pode dar origem ao dióxido de carbono (gás carbônico), se houver bastante oxigênio disponível na queima, ou ao monóxido de carbono, se houver pouco oxigênio
• o elemento hidrogênio dá origem a vapor de água
• outros elementos (nitrogênio, enxofre, etc.) dão origem a diferentes substâncias — não vamos entrar em detalhes, por agora

Por exemplo, a reação de combustão do etanol pode ser representada por:

etanol (l) + oxigênio (g) → dióxido de carbono (g) + água (v)

Além dos produtos, uma reação de combustão dá origem a luz e calor, o que faz com que a temperatura do sistema aumente consideravelmente.

Ideias centraisNuma reação química, a massa se conserva. A massa total de reagentes é igual à massa total de produtos. A composição de uma substância é fixa, qualquer que seja o método de obtenção dela. Numa reação química, as massas das substâncias estão relacionadas por proporções simples.

Vários cientistas fizeram inúmeros experimentos com reações químicas, com foco em ver possíveis ligações entre as massas dos reagentes e dos produtos. A partir desses experimentos, foram derivadas algumas leis ponderais que descrevem como as massas dos participantes de uma reação estão relacionadas.

Lei da conservação da massa

Considere um pedaço de papel, com uma massa qualquer. Se você colocar fogo nesse pedaço de papel, ele queimará formando fumaça e cinzas. Se essa queima for realizada em cima de uma balança, o que vai acontecer com a massa mostrada pela balança ao longo da reação?

Se em cima da balança só houver o papel queimando (e talvez algum suporte), a massa mostrada tende a diminuir21, porque parte do papel vira fumaça, que vai embora e não contribui mais para a massa medida.

Mas e se esse papel fosse queimado de alguma forma que evite que a fumaça escape? Dentro de uma caixa de vidro, por exemplo, ou simplesmente cobrindo o papel com um recipiente transparente no momento em que a queima inicia, o que aconteceria com a massa medida?

A fumaça não vai escapar, certamente, o que significa que a massa medida pela balança não vai diminuir. Mas será que vai aumentar, já que a queima produz fumaça e ela não vai escapar mais?

Na verdade, a massa deve se manter a mesma. Ao tampar o papel queimando com um recipiente que não deixa entrar ou sair matéria, cria-se um sistema fechado. Dentro desse sistema há o papel queimando produzindo fumaça e se transformando em cinzas. A questão é que a queima do papel também envolve o ar que foi aprisionado no sistema. Então, a fumaça vai ser produzida, mas parte do ar aprisionado vai ser consumido na queima, de modo que o saldo de massa vai ser zero, ou seja, a massa do sistema medida na balança não vai mudar.

Vamos considerar outro caso. Em vez de um pedaço de papel, imagine agora um pedaço de palha de aço queimando em cima de uma balança, ao ar livre. Dessa vez, a massa medida pela balança não irá se reduzir, mas sim aumentar, porque o oxigênio do ar se combina com o ferro da palha de aço formando uma substância sólida, o óxido de ferro. Como o óxido é sólido, ele não se espalha no ar e fica grudado na superfície da palha de aço, aumentando a massa medida.

E se essa queima fosse feita num sistema fechado? Aí aconteceria a mesma coisa que no caso do papel: a massa total medida se manteria constante. O oxigênio do ar aprisionado se combinaria com o ferro da palha de aço e como o sistema é fechado, não vai entrar ar de fora, portanto não haverá aumento de massa.

Esses dois casos exemplificam o fenômeno chamado de conservação da massa:

Quando uma reação química acontece em um sistema fechado (em que não há entrada nem saída de matéria), a massa total do sistema se conserva.

Ou seja, se uma reação química acontecer dentro de um sistema fechado, não haverá variação de massa, o que corresponde a dizer que a massa total de reagentes é igual à massa total de produtos. Um ponto importante da conservação da massa é que, basicamente, não é possível criar massa do zero nem destruí-la sem deixar rastros. Esse princípio muitas vezes é resumido pela frase “nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

A lei da conservação da massa foi descoberta de forma independente pelo russo Mikhail Lomonosov, em 1756, e pelo francês Antoine Lavoisier, em 1773.

Vamos considerar um exemplo: os dados da Tabela 4.1 relatam três experimentos envolvendo a reação da queima do metal mercúrio com o gás oxigênio, formando o óxido de mercúrio.

Perceba que, em todos eles, a massa se conserva (a soma das massas de mercúrio e de oxigênio é igual à massa de óxido de mercúrio):

• reação A: 2,00 g + 0,16 g = 2,16 g
• reação B: 3,00 g + 0,24 g = 3,24 g
• reação C: 4,50 g + 0,36 g = 4,86 g

Lei das proporções definidas

Muitos experimentos foram feitos no final do século 18 envolvendo a combinação de elementos para formar substâncias compostas, ou envolvendo a decomposição de substâncias para obter elementos. Com esses experimentos, percebeu-se que, na formação de um composto químico, os elementos se combinam em uma proporção fixa, que não depende da fonte dos materiais iniciais ou do método de preparação.

Por exemplo, a água é formada pelos elementos oxigênio e hidrogênio, mas não em qualquer proporção. Em qualquer amostra da substância água, natural ou sintética, o elemento oxigênio contribui com 8/9 (≈ 88,9%) da massa total e o elemento hidrogênio contribui com 1/9 (≈ 11,1%) da massa total. Ou seja, 100 gramas de água são formados por 11,1 gramas do elemento hidrogênio e 88,9 gramas do elemento oxigênio. Por causa disso, é possível dizer que a água tem uma parte (em massa) de hidrogênio pra oito partes de oxigênio, ou que a proporção entre esses elementos é de 1:8 (um para oito).

Essa relação é chamada de lei das proporções definidas ou lei das proporções constantes, proposta pelo francês Joseph Proust, em 1779:

Todo composto químico é formado por elementos químicos em uma proporção constante de massas, que não depende da fonte e método de preparação do composto.

Esse tipo de relação também acontece em reações químicas. Por exemplo, ainda para os dados da Tabela 4.1, podemos verificar as proporções entre as quantidades das substâncias envolvidas em cada reação por meio de divisões:

• \(\dfrac{\text{massa de mercúrio}}{\text{massa de oxigênio}}\) = \(\dfrac{\pu{2,00 g}}{\pu{0,16 g}}\) = \(\dfrac{\pu{3,00 g}}{\pu{0,24 g}}\) = \(\dfrac{\pu{4,50 g}}{\pu{0,36 g}}\) = 12,5
• \(\dfrac{\text{massa de óxido de mercúrio}}{\text{massa de mercúrio}}\) = \(\dfrac{\pu{2,16 g}}{\pu{2,00 g}}\) = \(\dfrac{\pu{3,24 g}}{\pu{3,00 g}}\) = \(\dfrac{\pu{4,86 g}}{\pu{4,50 g}}\) = 1,08
• \(\dfrac{\text{massa de óxido de mercúrio}}{\text{massa de oxigênio}}\) = \(\dfrac{\pu{2,16 g}}{\pu{0,16 g}}\) = \(\dfrac{\pu{3,24 g}}{\pu{0,24 g}}\) = \(\dfrac{\pu{4,86 g}}{\pu{0,36 g}}\) = 13,5

Sabendo isso, pode-se estimar quais as quantidades envolvidas na reação. Por exemplo, se forem queimados 5,00 g de mercúrio, quantos gramas de oxigênio serão consumidos e quantos gramas de óxido de mercúrio serão formados?

Um jeito de descobrir isso é usando as proporções calculadas. Dos dados da Tabela 4.1, sabemos que:

\[\begin{align} \dfrac{\text{massa de mercúrio}}{\text{massa de oxigênio}} &= 12{,}5 \\ \dfrac{\pu{5,00 g}}{\text{massa de oxigênio}} &= 12{,}5 \\ \text{massa de oxigênio} &= \dfrac{\pu{5,00 g}}{\pu{12,5}} = \boxed{\pu{0,40 g}} \end{align}\]

\[\begin{align} \dfrac{\text{massa de óxido de mercúrio}}{\text{massa de mercúrio}} &= 1{,}08 \\ \dfrac{\text{massa de óxido de mercúrio}}{\pu{5,00 g}} &= 1{,}08 \\ \text{massa de óxido de mercúrio} &= \pu{5,00 g} \cdot 1{,}08 = \boxed{\pu{5,40 g}} \end{align}\]

Outro jeito é usar a regra de três. Como os valores das massas são diretamente proporcionais, podemos montar duas regras de três, usando algum dos dados já conhecidos23:

\[\begin{array}{rcl} \text{massa de mercúrio} & & \text{massa de oxigênio} \\ \pu{2,00 g} & \rule[0.5ex]{2em}{0.5pt} & \pu{0,16 g} \\ \pu{5,00 g} & \rule[0.5ex]{2em}{0.5pt} & x \end{array}\]

\[\begin{align} \pu{2,00 g} \cdot x &= \pu{5,00 g} \cdot \pu{0,16 g} \\ x &= \dfrac{\pu{5,00 g} \cdot \pu{0,16 g}}{\pu{2,00 g}} = \boxed{\pu{0,40 g}} \end{align}\]

\[\begin{array}{rcl} \text{massa de mercúrio} & & \text{massa de óxido de mercúrio}\\ \pu{2,00 g} & \rule[0.5ex]{2em}{0.5pt} & \pu{2,16 g} \\ \pu{5,00 g} & \rule[0.5ex]{2em}{0.5pt} & y \end{array}\]

\[\begin{align} \pu{2,00 g} \cdot y &= \pu{5,00 g} \cdot \pu{2,16 g} \\ y &= \dfrac{\pu{5,00 g} \cdot \pu{2,16 g}}{\pu{2,00 g}} = \boxed{\pu{5,40 g}} \end{align}\]