Experimentos revelam causas do poder explosivo do sódio | Scientific American Brasil | Nastari Editores
Experimentos revelam causas do poder explosivo do sódio
A reação de metais alcalinos com água era pouco compreendida apesar de demonstrada com frequência
O famoso neurologista e autor Oliver Sacks, que também é um entusiasta da química, descreveu o fenômeno como "química vingativa".
É a clássica brincadeira da química: pegue um pouco de sódio ou potássio, jogue na água e observe a explosão. Ainda que esse espetáculo de pirotecnia tenha impressionado gerações de alunos de química, até agora ele tinha sido mal compreendido, como revela um artigo publicado na Nature Chemistry.
A explosão, explicam Pavel Jungwith e seus colaboradores da Academia Tcheca de Ciências, em Praga, não é simplesmente uma consequência da ignição do gás hidrogênio que os metais alcalinos liberam em contato com a água. Isso pode acabar acontecendo, mas tudo começa como algo muito mais estranho: uma rápida migração de elétrons seguida de explosão do metal induzida por repulsão elétrica.
O famoso neurologista e autor Oliver Sacks, que também é um entusiasta da química, descreveu o fenômeno como sendo "química vingativa" em seu livro Tio Tungstênio (Companhia das Letras, 2002). Ele conta como, quando menino, ele e seus amigos compraram um pouco de sódio em uma loja de produtos químicos e jogaram tudo nos Lagos Highgate, no norte de Londres: "Aquilo pegou fogo instantaneamente e disparou pela superfície do lago como um meteoro ensandecido, com uma enorme camada de chamas amarelas em cima".
Em grande quantidade, o sódio é um metal prateado, um sólido macio à temperatura ambiente. Se ele entra em contato com água, produz hidróxido de sódio e hidrogênio. O potássio reage com vigor ainda maior. Essas reações liberam muito calor, então parecia prático pensar que as explosões resultavam da ignição do hidrogênio.
Por outro lado, Jungwirth aponta que, para que uma reação química tenha um resultado explosivo, os reagentes precisam se misturar de maneira rápida e eficaz. No caso desses metais alcalinos, porém, o gás hidrogênio e o vapor liberados na superfície do metal deveriam evitar que mais água chegasse até ele. Sem um suprimento constante de água para abastecê-la, a reação deveria parar.
Philip Mason, colega de Jungwirth, estava determinado a descobrir o que realmente estava acontecendo – apesar dos riscos. Em um experimento, ele removeu seu protetor facial para soprar um pequeno fogo, até que um pedaço de metal atingiu seu rosto e arranhou sua bochecha. Para obter uma reação confiável – às vezes o sódio oxida a superfície e não explode – Mason usou uma liga de sódio e potássio que permanece em estado líquido à temperatura ambiente.
Câmeras de alta velocidade revelaram uma pista fundamental sobre o que estava abastecendo a violenta reação em seus estágios iniciais. A reação começou menos de um milissegundo após a gotícula de metal, liberada por uma seringa, atingir a água. Depois de apenas 0,4 ms, 'espinhos' de metal saíram da gotícula rápido demais para terem sido induzidos pelo calor. Além disso, entre 0,3 e 0,5ms, essa gotícula espinhosa ficava envolta por uma cor azul/roxa escura na solução.
O motivo dessas duas observações se tornou claro quando Frank Uhlig, colega de Jungwirth, conduziu simulações computadorizadas sobre a mecânica quântica do processo, com aglomerados de apenas 19 átomos de sódio. Ele descobriu que cada um dos átomos na superfície do aglomerado perde elétron dentro de vários picossegundos (10-12 segundo), e que esses elétrons disparam pela água, onde são solvatados (cercados por moléculas de água).
Sabe-se que elétrons solvatados na água têm a profunda cor azul brevemente observada nos vídeos. Sua partida deixa o aglomerado de metal cheio de íons positivamente carregados, que repelem uns aos outros. O resultado é uma "explosão de Coulomb", em que o aglomerado explode devido à mútua repulsão eletrostática (Coulômbica) de seus íons.
"O artigo traz uma descrição completa e interessante dos estágios iniciais da reação", elogia o químico inorgânico James Dye, da Michigan State University em East Lansing, especialista em elétrons solvatados. "Eu já realizei a demonstração dezenas de vezes e me perguntei porque os glóbulos de sódio frequentemente dançavam pela superfície, enquanto o potássio apresentava um comportamento explosivo".
Este artigo foi reproduzido com permissão e foi publicado pela primeira vez em 26 de janeiro de 2015.