Reações químicas acontecem absolutamente em todos os lugares. Enquanto às vezes associamos reações químicas com o ambiente estéril do tubo de ensaio e com o laboratório, nada poderia estar mais longe da verdade. De fato, o número colossal de transformações resulta em um conjunto estonteante e quase incompreensível de novas substâncias e mudanças de energia que acontecem em nosso mundo a cada segundo de cada dia.

Na natureza, as reações químicas podem ser muito menos controladas do que as encontradas no laboratório, às vezes, até mais confusas, e geralmente ocorrem, quer você queira ou não. Seja um incêndio em uma floresta, o processo lento de ferrugem de ferro na presença de oxigênio e água durante um período de anos, ou a maneira delicada como a fruta amadurece em uma árvore, o processo de conversão de um conjunto de substâncias químicas (os reagentes) para outro conjunto de substâncias (os produtos) é um conhecido como uma reação química.

Embora as reações químicas tenham ocorrido na Terra desde o início dos tempos, não foi até o século XVIII que os primeiros químicos começaram a entendê-las. Processos como a fermentação, em que os açúcares são quimicamente convertidos em álcool, são conhecidos há séculos; no entanto, a base química da reação não era compreendida. Quais foram essas transformações e como elas foram controladas? Essas questões só poderiam ser respondidas quando a transição da alquimia para a química, como ciência quantitativa e experimental, ocorresse.

Contexto histórico das reações químicas

Começando no início da Idade Média, os filósofos europeus e persas ficaram fascinados com o modo como algumas substâncias pareciam “transmutar” (ou se transformar) em outras. Pedras simples, como as que continham enxofre, pareciam magicamente queimar; e minerais foram transformados, como o minério de cinábrio se tornando um mercúrio de metal líquido prateado encantador quando aquecido. Os alquimistas basearam sua abordagem nas idéias de Aristóteles de que tudo no mundo era composto de quatro substâncias fundamentais: ar, terra, fogo e água.

Como tal, eles propuseram, e passaram gerações tentando provar, que metais menos caros, como cobre e mercúrio, poderiam ser transformados em ouro. Apesar de sua abordagem equivocada, muitos alquimistas primitivos realizaram experimentos químicos fundamentais, transformando uma substância em outra, e assim é difícil apontar para uma data ou evento específico como o nascimento da ideia de uma reação química quantificável e ordenada. No entanto, existem alguns momentos importantes na história que ajudaram a entender o sentido.

Reações químicas

Entenda as reações químicas e melhore o conhecimento dessa matéria. (Foto: trueindustrynews.com)

Lavoisier: Lei da Conservação da Massa

Antoine Lavoisier foi um nobre francês em 1700 que começou a experimentar diferentes reações químicas. Na época, a química ainda não podia ser descrita como sendo uma ciência quantitativa verdadeira. A maioria das teorias que existiam para explicar a maneira como as substâncias mudavam dependiam da filosofia grega, e havia poucos detalhes experimentais ligados aos ajustes do alquimista.

No entanto, durante a segunda metade do século XVIII, Lavoisier realizou muitos experimentos quantitativos e observou que, embora as substâncias mudassem de forma durante uma reação química, a massa do sistema ou uma medida da quantidade total de “material” presente não mudava . Ao fazê-lo, Lavoisier defendia a ideia de conservação de massa durante as transformações. Em outras palavras, ao contrário dos alquimistas antes dele que pensavam que estavam criando matéria a partir do nada, Lavoisier propôs que as substâncias não são criadas nem destruídas, mas mudam de forma durante as reações. As idéias de Lavoisier foram publicadas em 1789, um trabalho que é amplamente saudado como o nascimento da química moderna como uma ciência quantitativa.

Proust: Lei das Proporções Constantes

Joseph Proust foi um ator francês que seguiu os passos de Lavoisier. Proust realizou dezenas de reações químicas, começando com diferentes quantidades de vários materiais. Com o tempo, ele observou que, independentemente de como ele iniciasse uma determinada reação química, a proporção em que os reagentes eram consumidos era sempre constante. Por exemplo, ele trabalhou extensivamente com o carbonato de cobre e independentemente de como ele mudou a proporção de reagentes iniciais, o cobre, o carbono e o oxigênio reagiram juntos em uma proporção constante. Como resultado, nos últimos anos do século XVIII, Proust formulou a lei das proporções constantes.

Ele percebeu que qualquer substância química (que agora definimos como composto) sempre consistia na mesma proporção em massa de suas partes elementares, independentemente do método de preparação. Este foi um enorme passo à frente na química moderna, uma vez que se acreditava anteriormente que as substâncias formadas durante as reações químicas eram aleatórias e desordenadas.

Dalton: Lei das Proporções Múltiplas

O químico inglês John Dalton ajudou a entender as leis de conservação de massa e proporções definidas em 1803, propondo que a matéria era feita de átomos de substâncias únicas que não podiam ser criadas ou destruídas . .

Dalton ampliou as idéias de Proust ao reconhecer que era possível que dois elementos formassem mais de um composto, mas que, qualquer que fosse o composto, ele sempre conteria elementos combinados em proporções de números inteiro. Essa observação é conhecida como a lei das proporções múltiplas e, com sua teoria atômica, ajudou a cimentar as observações de Lavoisier.

Esses avanços, juntos, lançaram as bases para nosso entendimento moderno de reações químicas, equações químicas e estequiometria química, ou o processo de expressar as quantidades relativas de reagentes e produtos em uma reação química.

Tipos de reações químicas

Existe um conjunto impressionante de reações químicas. Reações químicas ocorrem constantemente dentro de nossos corpos, dentro de plantas e animais, no ar que circula ao nosso redor, nos lagos e oceanos em que nadamos, e até mesmo no solo onde plantamos e construímos nossas casas. De fato, existem tantas reações químicas que seria difícil, se não impossível, compreendê-las todas. No entanto, um método que nos ajuda a compreendê-las é categorizar as reações químicas em alguns tipos gerais. Embora não seja um sistema perfeito, colocar reações em conjunto de acordo com suas semelhanças nos ajuda a identificar padrões, o que, por sua vez, permite que sejam feitas previsões sobre reações ainda não estudadas. Neste módulo, vamos considerar e fornecer algum contexto para algumas categorias de reações, especificamente: síntese, decomposição, substituição simples, dupla substituição, reações REDOX (incluindo combustão) e ácido-base.

Não importa o tipo de reação, uma verdade universal se aplica a todas as reações químicas. Para que um processo seja classificado como reação química, ou seja, aquele em que ocorre uma alteração química, uma nova substância deve ser produzida. A formação de uma nova substância é quase sempre acompanhada por uma mudança de energia, e muitas vezes com algum tipo de mudança física ou observável. A mudança física pode ser de diferentes tipos, como a formação de bolhas de um gás, um precipitado sólido ou uma mudança de cor. Essas mudanças são pistas para a existência de uma reação química e são importantes gatilhos para futuras pesquisas de químicos.

Reações de síntese

Antes do trabalho de Lavoisier, era pouco compreendido que havia diferentes gases compostos de diferentes elementos. Em vez disso, vários gases eram comumente descaracterizados como tipos de “ar” ou partes faltantes de ar. Lavoisier pensou diferente e estava convencido de que eram substâncias diferentes. Ele realizou experimentos em que misturou ar inflamável com ar diflogístico e uma faísca, e descobriu que as substâncias se combinavam para produzir água. Em resposta, ele renomeou “hidrogênio” de ar inflamável da hidro grega para “água” e genes para “criador”. Ao fazê-lo, Lavoisier identificou uma reação de síntese. Em geral, uma reação de síntese é aquela em que substâncias mais simples se combinam para formar outra mais complexa. O hidrogênio e o oxigênio combinam na presença de uma faísca para formar água, resumida pela equação química mostrada abaixo, representa uma simples reação de síntese.

2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)

Reações de decomposição

Em 1774, o cientista Joseph Priestley voltou sua curiosidade a um mineral chamado cinábrio, que é um mineral vermelho-tijolo. Quando ele colocou o mineral sob a luz do sol amplificado por uma poderosa lupa, ele descobriu que era produzido um gás que ele descreveu como tendo uma “natureza exaltada” porque uma vela queimava no gás brilhantemente. Sem perceber, Priestley descobriu o oxigênio como resultado de uma reação de decomposição. Reações de decomposição são frequentemente consideradas como o oposto das reações de síntese, uma vez que envolvem um composto sendo decomposto em compostos mais simples ou até mesmo elementos. No caso do oxigênio de Priestley, ele havia decomposto o óxido de mercúrio (II) (cinábrio) com calor em seus elementos individuais. A reação pode ser resumida na seguinte equação.

2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)

Reações de substituição simples

O químico e meteorologista britânico John Daniell inventou uma das primeiras baterias práticas em 1836. Em sua cela, Daniell utilizou uma reação de substituição única muito comum. Suas primeiras células eram complicadas, com partes desajeitadas e construções complicadas, mas, em contraste, a química por trás delas era realmente muito simples.

Em certas reações químicas, um único constituinte pode substituir outro já unido em um composto químico. A célula de Daniell funciona porque o zinco pode substituir o cobre em uma solução de sulfato de cobre e, ao fazê-lo, trocar elétrons que são usados ​​na célula da bateria. A reação pode ser resumida da seguinte forma:

Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)

Este deslocamento único particular é chamado de deslocamento de metal, pois envolve um metal substituindo outro metal, e muitos tipos de baterias são baseadas em reações de substituição de metal. No entanto, existem vários outros tipos de reações de substituição simples, como quando um metal pode substituir o hidrogênio de um ácido ou da água, ou um halogênio pode substituir outro halogênio em certos compostos salinos.

Reações de combustão

O uso controlado do fogo foi um desenvolvimento crucial para a civilização primitiva. Embora seja difícil determinar a hora exata em que os seres humanos primeiro domesticaram as reações de combustão que produzem fogo, uma pesquisa recente sugere que pode ter ocorrido pelo menos um milhão de anos atrás.

Quimicamente, a combustão não é mais que a reação de um combustível (madeira, óleo, gasolina, etc.) com oxigênio. Para que a combustão ocorra, deve haver gás combustível e oxigênio. No entanto, essas reações geralmente requerem energia de ativação, que pode ser fornecida por uma “faísca” ou fonte de energia para ignição. Combustível, oxigênio e energia são as três coisas que compõem o que é conhecido como o triângulo do fogo), e qualquer uma delas estando ausente significa que a combustão não ocorrerá.

No mundo moderno, muitos dos combustíveis que normalmente são queimados por energia são hidrocarbonetos, que são substâncias que contêm hidrogênio e carbono. As plantas produzem hidrocarbonetos quando crescem e, portanto, formam uma excelente fonte de combustível, e outros hidrocarbonetos são produzidos quando as plantas ou animais se decompõem com o tempo (como gás natural, óleo e outras substâncias). Quando esses combustíveis queimam, o hidrogênio e o carbono dentro deles se combinam com o oxigênio para produzir dois compostos muito familiares, água e dióxido de carbono. Um exemplo simples é a combustão do gás natural, ou metano, CH4:

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l)

Tal como acontece com a combustão de todos os combustíveis, o calor e a luz também são produtos, e são esses produtos que são usados ​​para cozinhar nossos alimentos ou para aquecer nossas casas.

Reações de redução-oxidação

Cada um dos quatro tipos de reação acima são subcategorias de um único tipo de reação química conhecidas como reações redox. Uma reação redox é aquela em que a redução e a oxidação ocorrem juntas, daí o nome. Os processos individuais de oxidação e redução podem ser definidos de mais de uma maneira, mas qualquer que seja a definição, os dois processos são simbióticos, isto é, devem ocorrer juntos.

Em uma definição, a oxidação é descrita como o processo no qual uma espécie perde elétrons, e a redução é um processo em que uma espécie ganha elétrons. Desta forma, podemos ver como o par deve acontecer juntos. Se uma substância química é perder elétrons (e, portanto, ser oxidada), então ela deve ter outra substância química interdependente à qual possa dar esses elétrons. No processo, a segunda substância (a que recebe elétrons) é reduzida. Sem tal aceitador de elétrons, a espécie original nunca pode perder os elétrons e nenhuma oxidação pode ocorrer. Quando o aceptor de elétrons está presente, ele é reduzido e o processo de combinação de redox está completo. Reações redox desse tipo podem ser resumidas por um par de equações – uma para mostrar a perda de elétrons (a oxidação) e outra para mostrar o ganho de elétrons (a redução). Usando o exemplo da célula de Daniell acima,

Oxidação: Zn → Zn2 + + 2e-

Redução: Cu2 + + 2e → Cu

Os elétrons mostrados sendo perdidos pelo zinco na primeira reação, são os mesmos elétrons sendo aceitos pelos íons de cobre no segundo. Juntas, as reações podem ser combinadas para anular os elétrons de cada lado das reações, para a reação redox geral:

Zn + Cu2 + → Zn2 + + Cu

Outras definições de oxidação e redução também existem, mas em todos os casos, as duas metades da reação redox permanecem simbióticas – uma perde e a outra ganha. A perda de uma espécie não pode acontecer sem que as outras espécies ganhem.

Reações de deslocamento duplo

Quando o sabão não produz facilmente espuma na água, a água é dita “dura”. A água dura causa todos os tipos de problemas que vão além de dificultar a formação de espuma. O acúmulo de compostos em tubulações de água pode bloquear o fluxo de água e causar problemas nos processos industriais. A fabricação de têxteis e a indústria de bebidas dependem muito da água. Nessas situações, a qualidade da água pode fazer diferença no produto final, portanto, o controle da composição da água é crucial.

Água dura contém íons de magnésio ou cálcio na forma de um sal dissolvido, como cloreto de magnésio ou cloreto de cálcio. Quando o sabão (estearato de sódio) entra em contato com qualquer um desses sais, ele entra em uma reação de duplo deslocamento que forma o precipitado insolúvel conhecido como “espuma de sabão”.

Uma reação de duplo deslocamento (também conhecida como reação de dupla substituição) ocorre quando duas substâncias iônicas se unem e ambas as substâncias trocam de parceiros. Em geral:

AB + CD → AD + CB

Onde A e C são cátions (íons carregados positivamente), e B e D são ânions (carregados negativamente). No caso da reação do sabão com cloreto de cálcio, a reação é:

CaCl2 (aq) + 2NA (C17H35COO) (aq) → 2NaCl (aq) + Ca (C17H35COO) 2 (s)

O estearato de cálcio sólido é o que chamamos de espuma de sabão, que é formada pela reação do sal de estearato de sódio solúvel (o sabão) em uma reação de dupla substituição com cloreto de cálcio.

Reações ácido-base

Reações ácido-base acontecem ao redor, e até mesmo dentro de nós, o tempo todo. Desde o vulcão clássico de bicarbonato de sódio até o processo de digestão, encontramos ácidos e bases diariamente.

Quando um átomo de hidrogênio perde seu único elétron, ele forma um íon positivo, H +. Este íon de hidrogênio é o componente essencial de todos os ácidos e, na verdade, uma definição de um ácido é a de um doador de íons de hidrogênio. Compostos como o ácido cítrico no suco de limão, o ácido etanoico no vinagre, ou um ácido laboratorial típico como o ácido clorídrico, todos eles liberam seus íons de hidrogênio em reações químicas conhecidas como reações ácido-base. Os opostos químicos dos ácidos são conhecidos como bases, e bases podem ser definidas como aceitadores de íons de hidrogênio. Sempre que um ácido doa um íon de hidrogênio a uma base, ocorre uma reação ácido-base, por exemplo, quando o ácido clorídrico doa um íon de hidrogênio a uma base como o hidróxido de sódio:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)

Um olhar mais atento a esta reação revela que na água o HCl fornece um H + como mostrado abaixo:

HCl (aq) + H2O (l) → H3O + (aq) + Cl- (aq)

A espécie resultante, H3O + (o íon hidrônio), pode, por sua vez, agir como um ácido quando entra em contato com qualquer espécie que possa aceitar um íon de hidrogênio, como íons hidróxido de hidróxido de sódio:

H3O + (aq) + NaOH (aq) → 2H2O (l) + Na + (aq)

Combinando as duas primeiras equações, temos o resultado acima. A equação ainda pode ser reescrita para mostrar os íons individuais encontrados na solução, assim:

H + (aq) + Cl- (aq) + Na + (aq) + OH- (aq)? H2O (l) + Na + (aq) + Cl- (aq)

Removendo os íons espectadores da equação acima, obtemos a equação iônica líquida:

H + (aq) + OH- (aq) → H2O (l)

Qualquer reação química que forma a água da reação entre um ácido e uma base, como na equação # acima, é conhecida como uma reação de neutralização.

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