(PQ-CC) Química no Natal

O Natal é tradicionalmente uma época alegre, de renascimento e de atenção para com os outros. Um tempo de festas em família e tradições antigas e renovadas, mas também de consumismo e desperdício. Que haja química no Natal não é só uma metáfora: basta seguir a doce química da gastronomia típica, dos doces e das bebidas que se consomem nesta época. E dos materiais de que são feitos os brinquedos que fazem a alegria fugaz das crianças insatisfeitas, embora cobertas de caixas coloridas de papel 100% reciclado e a felicidade das outras que nesta altura são, aparentemente, melhor tratadas. Não nos interessa a química da hipocrisia que o Natal também gera assim como a química do desperdício. E deixemos por agora a química da reciclagem para outro passeio. Olhamos à volta e encontramos iluminações de Natal e anúncios, muitos anúncios...

Um refrigerante, a Coca Cola, que em tempos vestiu o Natal de vermelho aproveita sempre esta altura para manter viva a tradição que criou. Sobre a química da Coca Cola já se escreveram rios de palavras, mitos e discussões. Nem valeria a pena referir os mitos urbanos se não fossem tão persistentes: que digere unhas e dentes, que pode ser usada para desentupir canos e é usada para limpar sangue de acidentes na estrada, etc. Alguns desses mitos surgiram do facto de ter na sua composição ácido fosfórico (E-338) o qual, no entanto, está presente numa quantidade muito pequena (menos de um miligrama), apenas como regularizador de acidez. O principais problemas químicos deste refrigerante são na realidade o açúcar e a cafeína. A Coca Cola normal tem cerca de 40 g de açúcar (um valor típico em refrigerantes!) e cerca de 35 mg de cafeína (um café expresso tem cerca de 75 mg), por lata de 335 mL. Nas versões light o açúcar é substituído por edulcorantes, os quais têm uma química interessante mas que fica para outro passeio.

As iluminações de Natal surgiram logo que apareceu a luz eléctrica e as lâmpadas incandescentes, no final do século XIX [1]. Estas lâmpadas, tais como as usadas para iluminação, tinham inicialmente um filamento de carbono que ao ser aquecido emitia radiação visível, com a diferença de que, nas iluminações de Natal, eram pintadas ou com bolbos coloridos. Posteriormente o filamento passou a ser de tungsténio, tendo estas lâmpadas sido usadas até aos nossos dias: são as vulgares lâmpadas incandescentes que estão agora a ser abandonadas devido a serem pouco eficientes em termos energéticos. O funcionamento destas lâmpadas é muito simples: todos os materiais emitem radiação devida à temperara a que se encontram, a qual é conhecida como radiação do corpo negro; à temperatura ambiente essa radiação é essencialmente na zona do infravermelho, mas à temperatura a que atinge o filamento da lâmpada essa radiação atinge a zona do visível. As lâmpadas incandescentes são muito pouco eficientes porque a maior parte da energia eléctrica é transformada em calor, como costumam notar as pessoas que tentam mudar lâmpadas que estiveram acesas há pouco tempo! Bem o aquecimento é bom no Natal,¹ mas não no Verão!... Para além disso, quanto maior potência tiver a lâmpada mais rápida costuma ser a sua deterioração por fusão e vaporização do filamento de tungsténio. O tungsténio é o material com maior ponto de fusão a seguir ao carbono, mas este último é muito mais facilmente oxidado; em qualquer dos casos, mesmo sendo os bolbos das lâmpadas inicialmente evacuados e cheios com gases inertes, estas não são completamente estanques.

Actualmente as iluminações de Natal podem também ser de néon, LEDs ou até de fibra óptica [1-4]. Já aqui referimos as iluminações de néon, mas não os LED nem as fibras ópticas. As fibras ópticas são tubos de vidro da espessura de um cabelo cobertos por um material reflector e uma capa protectora que, por refletirem totalmente a radiação emitida no seu interior, são actualmente muito usados na transmissão de telecomunicações. As fibras ópticas podem ser usados para fins decorativos se forem construídas de forma que a que uma parte da radiação que as atravessa seja refractada para o exterior criando efeitos luminosos muito interessantes [4].

Os LED (light emitting diodes) existem actualmente em várias cores [2]. O primeiro a aparecer foi o de cor vermelha, a partir do composto de fósforo, arsénico e gálio, GaAsP, que é um material semicondutor resultante da mistura de fosfeto de gálio e arseneto de gálio num substrato de arseneto de gálio, GaAs. Posteriormente começaram a ser usados o fosfeto de gálio, GaP, e o composto GaAlAsP em diferentes combinações, emitindo cores na zona do vermelho e laranja. As cores laranja, amarelo e verde podem ser obtidas com uma mistura de fosfetos de alumínio, gálio e índio, InGaAlP, e azul com o nitreto de índio e gálio InGaN ou nitreto de gálio GaN. Os LED brancos são LED azuis cobertos com fósforo que absorve a radiação azul e emite fluorescência do verde ao vermelho, para além do azul devido ao LED.

Os globos de vidro ou plástico típicos do Natal que parecem ter neve podem ser feitos com cristais de ácido benzóico em água. Esta substância é pouco solúvel, mas a sua solubilidade aumenta com a temperatura, formando-se cristais parecidos com flocos de neve quando a solução arrefece [5].

Que tenham sempre Bons Natais!

¹É de notar que o aquecimento fornecido pelas lareiras é também essencialmente devido à radiação do corpo negro, daí a sua muito baixa eficiência energética.

Referências
[1] Chemistry daily - Christmas lights (acedido 29/12/2010).
[2] LED types by Color, Brightness, and Chemistry, by Don Klipstein (acedido 29/12/2010).
[3] How Fiber Optics Work, by Craig Freudenrich (acedido 29/12/2010).
[4] Christmas tree of optical fiber (acedido 29/12/2010).
[5] Christmas Chemistry Projects & Topics, by Anne Marie Helmenstine (acedido 29/12/2010).

[versão de 29 de Dezembro de 2010]

(PQ-CC) Chumbo na cidade

O chumbo já deixou de ser usado nas tintas e nas gasolinas por ser muito tóxico, mas ainda podemos encontrá-lo em tintas antigas e noutros lugares. Por exemplo, o chumbo e as ligas de chumbo eram antigamente usados para chumbar as uniões da pedra com o ferro, o que em alguns casos originou a corrosão precoce desse ferro, por o chumbo ser um metal mais nobre. Na foto pode ver-ser essa utilização nos gradeamentos interiores do Jardim Botânico.

O chumbo desapareceu das gasolinas como foi já referido nas continua presente nas baterias. Actualmente, até em muito maior quantidade, nas muitas baterias dos carros eléctricos. A química dos acumuladores de chumbo é utilizada há muito tempo. Quando a bateria descarrega, fornecendo energia, o chumbo metálico perde electrões no ânodo, formando-se um precipitado de sulfato de chumbo,

Pb(s)+SO₄^2-(aq) → PbSO₄(s)+2e^-

ao mesmo tempo que no cátodo, no meio ácido devido ao ácido sulfúrico, se dá a reacção,

PbO₂(s)+4H⁺+SO₄^2-(aq)+2e^- →PbSO₄(s)+H₂O(l)

Estas reacções químicas são ambas reversíveis e, quando as baterias estão a ser ser carregadas, ocorrem as suas reacções inversas. Dito desta forma pareceria que as baterias duravam para sempre mas, como bem se sabe, e como tudo na vida, não é isso que acontece. De facto, por um lado o sulfato de chumbo começa a cristalizar numa forma mais estável e pouco solúvel e por outro as partes metálicas e mecânicas deterioram-se de forma irreversível. A investigação no desenvolvimento de acumuladores é incansável e espera-se que nos próximos anos se possam substituir as baterias de chumbo por outro tipo de acumuladores mais leves e menos poluentes.

Na antiguidade o chumbo metálico era relativamente fácil de extrair e como tem um baixo ponto de fusão podia ser trabalhado facilmente. É bem conhecida a utilização generalizada deste metal em canalizações e artefactos de cozinha no tempo dos Romanos, o que não seria lá muito saudável e é por vezes apontado como uma das causas da decadência do Império Romano. Os ácidos orgânicos, em especial o ácido acético, em contacto com recipientes de chumbo originavam compostos de chumbo doces, mas muito tóxicos: o acetato de chumbo era conhecido como açúcar de chumbo. Uma deslocação a Conímbriga ou ao Museu Machado de Castro permitirá observar vestígios da utilização do chumbo pelos Romanos.

Em monumentos antigos podemos ainda, por vezes, encontrar telhados e caleiras pluviais de chumbo. Este metal é facilmente identificado pela cor cinzenta escura e por poder ser facilmente riscado com, por exemplo, uma moeda. Embora tivesse já visto caleiras que me pareceram de chumbo, ainda não encontrei vestígios de telhados de chumbo em Coimbra. Mas há um lugar nas igrejas em que se encontra sempre chumbo metálico: as molduras que enquadram os vidros coloridos dos vitrais são feitas de chumbo.

A utilização de sais de chumbo no vidrado de objectos de cerâmica para uso humano merece alguma atenção. De facto, a aplicação destes vidrados nos tempos antigos era bastante irregular e o vidrado era muitas vezes aplicado de forma deficiente, podendo ocorrer a solubilização de compostos de chumbo em contacto com os alimentos. Actualmente, a aplicação destes vidrados é feita com grande cuidado e controlo, originando vidrados muito seguros como o são também os vidros de chumbo, conhecidos como vidro de cristal.

Nas cerâmicas artesanais o óxido de chumbo, necessário para fazer os vidrados, era obtido no denominado forno de chumbo. Neste forno o metal era levado a uma temperatura elevada na presença de oxigénio ocorrendo a reacção,

2Pb(s)+O₂(g) → 2PbO(s)

Podemos imaginar como seria perigoso para a saúde estar perto deste forno! O vidrado das loiças era depois realizado levando a 700-850^o o óxido de chumbo em conjunto com sílica e sulfatos. Temperaturas superiores a cerca de 1200^o levam à vaporização do chumbo, o que torna o processo especialmente perigoso para os artesãos. Outro problema com o vidrado de chumbo, no caso de ser aplicado de forma deficiente, é, como já foi referido, a possibilidade de compostos de chumbo poderem solubilizar-se em contacto com alimentos e bebidas ácidos, tornando esta loiça pouco saudável.

Em Coimbra existiram muitas olarias tradicionais, como o demonstra o topónimo Rua dos Oleiros, para além de ter existido uma grande tradição de indústria cerâmica. Noutro passeio falaremos da química ligada à indústria cerâmica.

Uma outra utilização do chumbo que podemos encontrar na rua é a união de metais com solda tradicional, a qual é uma liga de chumbo e estanho na proporção (cerca de 40% de chumbo e 60% de estanho) em que a mistura dos dois metais tem o menor ponto de fusão. Podemos encontrar velhas caleiras de metal e artefactos de lata, por exemplo em antiquários, soldados com este material. As candeias de azeite, usadas até ao aparecimento da luz eléctrica e antes da popularização dos candeeiros a petróleo e a gás, eram muitas vezes feitos de folha de Flandres (chapa de ferro estanhada) com as uniões soldadas. Também, antes da popularização do alumínio e do aparecimento dos plásticos, os baldes, regadores e bacias eram feitos de chapa de ferro zincada. A chapa zincada, o ferro galvanizado (que na realidade é uma outra denominação do mesmo material), assim como a folha estanhada e a latoaria serão tema de um outro passeio.

É interessante notar que a solda tradicional funciona molhando as partes a soldar e unindo-as através de forças de adesão relativamente fracas. Assim, as uniões entre as chapas têm de ser precedidas por dobragens que resultam na sua união mecânica, servido a solda para selar e reforçar essa união. Mas a solda não molha o alumínio para o qual têm de ser usadas soldas especiais desenvolvidas mais recentemente. Na latoaria tradicional, o alumínio só podia ser trabalhado por meios mecânicos, aproveitando a maleabilidade deste material.

O chumbo foi também muito usado em pigmentos. O vermelho de chumbo Pb₃O₄ assim como o amarelo das marcas das estradas foram já referidos a propósitos dos pigmentos nos sinais de trânsito. Os pigmentos brancos modernos são o dióxido de titânio, TiO₂, o qual é também usado em alguns protectores solares, e compostos de zinco. Mas as tintas brancas tradicionais eram de carbonato básico de chumbo, 2PbCO₃.Pb(OH)₂, que amarelecia por contacto com ácido sulfídrico, H₂S, formando PbS que é negro. Peter Borrows refere que em alguns caso, na tentativa de recuperar pinturas antigas se usou peróxido de hidrogénio para formar sulfato de chumbo.

Para terminar, não deve ser esquecido que o chumbo é muito perigoso. Estão descritos na literatura médica casos mortais de envenenamento de crianças por ingestão de soldadinhos de chumbo, pulseiras e lascas de tinta. Isso para não referir outra utilização tradicional e perigosa do chumbo: os cartuchos das armas de caça; refira-se que a utilização de cartuchos de chumbo foi já proibida em zonas húmidas.


Bibliografia
P. Borrows, Educ. Chem. May 2002, p. 64; September 2002, p. 119.
B. Selinger, Chemistry in the Marketplace, 4rd ed. (HBJ, Sydney, 1989) pp. 236-238, 388-391, 489-490.
S. Cotton, Educ. Chem. September 2006, p. 117.
Carr, D. S., Spangenberg, W. C., Chronley, K. and Meshri, D. T. 2004. Lead Compounds. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology.

[versão de 19 de Novembro de 2010; com alterações do mesmo dia]

(PQ-CC) Ao encontro da chuva e do cheiro a terra molhada

Agora que chegou o Outono e vão começar as primeiras chuvas, vai também chegar o característico e intenso cheiro a terra molhada. Não tenhamos receio da chuva e do vento e vamos sair para a rua ao encontra da química da chuva e da terra molhada.

É muito interessante que, no caso da terra molhada, podemos associar o cheiro a uma molécula em particular. De facto, o cheiro a terra molhada é essencialmente devido a uma molécula, a geosmina [1], que é produzida por algumas bactérias, em particular as Streptomyces, que começam a desenvolver-se intensamente mal chove.

Obviamente, os odores característicos dos solos e da natureza têm origens complexas. É, de resto, devido a essa complexidade que podemos identificar locais diferentes pelo odor e por vezes associá-los a diferentes composições do solo e à presença de certos tipos de plantas, fungos, passagem de animais, etc. O cheiro a terra molhada é um odor súbito e característico, que em determinadas condições, em especial nas primeiras chuvas, se adiciona e sobrepõe a todos esses cheiros.

A água da chuva, contrariamente a algum senso-comum ou ingenuidade científica, não é água pura. É até bastante impura pois contém sais dissolvidos, nomeadamente os iões sódio, Na⁺, magnésio, Mg²⁺, potássio, K⁺, cálcio, Ca²⁺, amónio, NH₄⁺, cloreto, Cl^-, sulfato, SO₄^2-, nitrato, NO₃^-, entre outros. Estes sais têm origens diversas, desde os aerossóis marítimos (Na⁺, Mg²⁺, K⁺, Ca²⁺, Cl^-, etc) aos desperdícios de origem animal e fertilizantes (NH₄⁺ com origem no NH₃) aos combustíveis fósseis (SO₄^2- com origem no SO₂) [2].

Mas de onde vem a chuva? Comecemos com a humidade relativa. De forma simples, a humidade relativa é a percentagem de vapor de água que existe no ar em relação ao máximo que poderia existir. Esse máximo só depende da temperatura e não dos outros gases da atmosfera e é maior a temperaturas mais altas e menor a temperaturas mais baixas. Daí que os aquecedores pareçam secar o ar e que, junto às janelas ou zonas mais frias das casas, haja condensação de água. É de referir que nós, que estamos em equilíbrio com o ambiente que nos rodeia, somos mais sensíveis ao valor relativo da humidade que ao valor absoluto.

Quando se ultrapassa o valor máximo da humidade relativa pode ocorrer condensação do vapor de água presente na atmosfera. Nós não vemos o vapor de água; o que por vezes se chama vapor é já um aerossol, ou seja uma nuvem de gotículas de água. Na atmosfera as nuvens vão-se formando, podendo inclusive ter gelo, mas a chuva não vem de imediato. As gotículas podem não se juntar de forma espontânea para formar as gotas de chuva. De facto, a presença de sais e poeiras tanto pode conduzir à agregação das gotículas como à estabilização do sistema (um exemplo são as nuvens de que não resulta chuva). Os processos físicos e químicos de produção de chuva artificial baseiam-se na desestabilização do sistema para se obter, primeiro as nuvens de gotículas, e depois as gotas de chuva.

Há que dizer que o formato das gotas de chuva é esférico ou achatado, ou seja que as gotas não têm bicos na parte de cima como é por vezes representado, não só pelas crianças. As gotas são esféricas devido ao efeito da tensão superficial; a esfera é a geometria que minimiza a relação área/volume da gota.

[1] Simon Cotton, Geosmin: The smell of the countryside, http://www.chm.bris.ac.uk/motm/geosmin/geosminh.htm (acedido 27 de Setembro de 2010) É bastante curioso que esta molécula esteja também associada ao cheiro a lodo na água e nos peixes, mas seja de importância fundamental para os camelos descobrirem água.

[2] F. André et al., Atmospheric Environment 41 (2007) 1426-1437.

[versão de 27 de Setembro de 2010; com alterações de 2 de Novembro de 2010]

(PQ-Misc) Química de um passeio à beira mar

Na areia da praia, junto ao mar deixemos-nos levar pela química que nos rodeia. E não me refiro, claro, aos plásticos e pedaços de alcatrão atirados pelo mar (felizmente cada vez mais raros) provenientes de despejos de lixo e derrames de petróleo. Há alguma química nisso, mas não a que nos interessa para este passeio. Comecemos por olhar a areia com mais atenção: é essencialmente sílica, SiO₂, sendo as cores amarelas e castanhas devidas aos óxidos de ferro (III). E já que falamos de cores, são também interessantes as da areia molhada e seca e da espuma das ondas. Trata-se em ambos os casos de efeitos de difusão da luz. No caso da espuma trata-se da difusão múltipla de todos os comprimentos de onda da luz que resulta na cor branca tal como acontece com o leite, a espuma da cerveja, as natas e outros materiais coloidais. Também a diferença de cor entre a areia molhada e seca está relacionada com a difusão múltipla da luz. Quando há água em vez de ar entre os grãos de areia, a luz é difundida preferencialmente no sentido da sua incidência originando uma grande atenuação da luz que é difundida para o exterior da areia. Já a areia grossa parece mais escura por a luz ter maior probabilidade de ser absorvida (logo atenuada) durante o processo de difusão pelos grãos de areia. Fazer castelos de areia é uma poderosa aplicação do que os químicos chamam pontes ou ligações de hidrogénio [1]: as forças de atracção entre as moléculas de água e a sílica mantêm os grãos de areia molhada unidos na forma que lhes damos. É de referir que são também estas forças que fazem com que a água seja líquida à temperatura ambiente, quando por analogia com moléculas idênticas esta deveria ser gasosa. Contrariamente ao que é por vezes dito de forma pouco correcta, a água do mar não contêm apenas cloreto de sódio. Tem também iões magnésio, potássio, cálcio, brometo, sulfureto, entre outros, sendo certo que a soma das cargas negativas de todos estes iões é rigorosamente igual à soma das cargas positivas. Todos estes iões tornam a água do mar mais densa, sendo por isso mais fácil flutuar nesta. São também estes sais que fazem com que a água do mar não sirva para matar a sede. Como esta tem uma percentagem de sais de cerca de 3.5%, enquanto os nossos fluidos corporais têm uma percentagem de cerca de 0.9%, beber água do mar só aumentaria a concentração de sais no sangue, o que, devido à pressão osmótica, diminuiria ainda mais a quantidade de água nas células, causando grandes problemas. Também, em termos químicos, a questão da corrosão nas zonas junto ao mar é importante. Em regiões marítimas formam-se aerossóis que contêm muitos sais hidratados, em particular sais de cloretos. Estes cloretos, assim como a humidade elevada, ajudam a solubilizar e remover os iões de ferro que resultam da oxidação deste metal, acelerando muito o processo de corrosão. E de onde vem o característico cheiro a maresia? Algumas pessoas pensam logo nos peixes ou nos animais marinhos, assim como nas plantas marítimas, ou compostos de cloro. O curioso é que todas estas coisas parecem contribuir para o cheiro a mar, o qual pode resultar de composto de enxofre (em particular o sulfureto de dimetilo, CH₃)₂S) proveniente da actividade dos microorganismos, de vários compostos de carbono e hidrogénio produzidos pelas algas e animais marinhos, feromonas (moléculas que servem de atractivo sexual) como os dictiopterenos representados aqui ao lado [2], mas também os compostos de cloro, bromo e iodo poderão contribuir para o cheiro a maresia. Neste passeio poderemos também olhar com mais atenção para os protectores solares e discutir quais as melhores roupas para proteger da radiação solar. E talvez ainda haja tempo para um gelado. Em tudo isto há química. [1] Peter Borrows, Education in Chemistry, Maio de 1998, p.63. [2] Dictyopterene: artigo da Wikipedia (acedido 28 de Setembro de 2010) [versão de 27 de Setembro de 2010; com alterações de 28 de Setembro de 2010]

[automatic translation verified]

Chemistry of a walk by the sea
On the sand of the beach, by the sea, let us be carried away by the chemistry that surrounds us. And I'm not referring, of course, to the plastics and pieces of tar tossed over the sea (thankfully increasingly rare) from garbage dumps and oil spills. There's some chemistry in that, but not what interests us for this tour.

Let's start by taking a closer look at the sand: it is essentially silica, SiO2, with yellow and brown colors due to iron(III) oxides. And since we are talking about colors, the wet and dry sand and foam of the waves are also interesting. In both cases, it is a question of light scattering effects. In the case of froth, it is the multiple scattering of all wavelengths of light that results in the white color as happens with milk, beer foam, cream, and other colloidal materials. Also, the color difference between wet and dry sand is related to the multiple scattering of light. When there is water instead of air between the sand grains, the light is preferentially diffused in the direction of its incidence, causing a great attenuation of the light that is diffused towards the outside of the sand. Coarse sand, on the other hand, appears darker because the light is more likely to be absorbed (thus attenuated) during the process of diffusion by the sand grains.

Making sandcastles is a powerful application of what chemists call hydrogen bonds or bridges [1]: the attractive forces between water molecules and silica hold the wet sand grains together in the shape we give them. It should be noted that these forces are also what make water liquid at room temperature when by analogy with identical molecules it should be gaseous.

Contrary to what is sometimes incorrectly said, seawater does not only contain sodium chloride. It also has magnesium, potassium, calcium, bromide, sulfide ions, among others, being certain that the sum of the negative charges of all these ions is strictly equal to the sum of the positive charges. All these ions make the seawater denser, so it is easier to float in it. It is also these salts that make the seawater useless to quench thirst. As this has a salt percentage of about 3.5%, while our body fluids have a percentage of about 0.9%, drinking seawater would only increase the concentration of salts in the blood, which, due to the osmotic pressure, would further decrease. more the amount of water in the cells, causing big problems.

Also, in chemical terms, the issue of corrosion in areas close to the sea is important. In maritime regions, aerosols are formed which contain many hydrated salts, in particular chloride salts. These chlorides, as well as high humidity, help to solubilize and remove iron ions that result from the oxidation of this metal, greatly accelerating the corrosion process.

And where does the characteristic smell of the sea come from? Some people immediately think of fish or marine animals, as well as marine plants, or chlorine compounds. Interestingly, all these things seem to contribute to the smell of the sea, which can result from sulfur compounds (in particular dimethylsulfide, (CH3)2S from the activity of microorganisms, from various carbon and hydrogen compounds produced by algae and marine animals, pheromones (molecules that serve as a sexual attractant) such as the Dictyopterenes represented here on the side [2], but also chlorine, bromine, and iodine compounds may contribute to the smell of salt air.

On this trail, we will also be able to take a closer look at sunscreens and discuss the best clothes to protect against solar radiation. And maybe there's still time for ice cream. In all this there is chemistry.

(PQ-CC) Química numa noite de São João

Noite de São João no Exploratório Infante D. Henrique em Coimbra. Como não podia deixar de ser, as sardinhas assadas, o manjerico e o alho porro têm alguma química para nos contar...

As sardinhas, além de serem muito saborosas quando assadas, são ricas em ácidos gordos ómega-3 como o ácido eicosapentanóico e o ácido docosahexaenóico (estrutura química está representada aqui ao lado).

As ervas aromáticas são um dos emblemas das festas dos santos populares, em especial o manjerico. Os seus cheiros característicos são devidos a misturas complexas de óleos essenciais. No caso do manjericão a principal contribuição vem do linalol, mas é a mistura com os componentes minoritários que lhe dá o cheiro tão característico.

O alho porro, agora mais conhecido por alho francês, é da mesma família da cebola e do alho e, tal como estes contém saponinas (denominadas assim porque as suas soluções aquosas agitadas produzem espuma como o sabão) que são espécies químicas muito estudadas com objectivos medicinais. Felizmente não havia os irritantes martelos nem ninguém se lembrou de bater com alhos porros em ninguém. Mas havia uma fogueira de São João (não os detenhamos na sua química, por agora) e pudemos ver a cruzar o céu um balão de São João...

[versão de 24 de Junho de 2010; última alteração de 18 de Julho de 2010]

(PQ-CC) À procura da antiga fábrica de curtumes de Coimbra e da Casa do Sal

A entrada de Coimbra pelo lado norte faz-se por uma zona denominada Casa do Sal. Deveria ser por aqui que ficaria um armazém onde seria vendido esse preciso ingrediente o sal que se associa ao cloreto de sódio, NaCl, mas que contém pequenas quantidades de outros sais como o cloreto de potássio, KCl e iodetos destes dois metais, entre outros.

É também por aqui que se situava a Fábrica de Curtumes de Coimbra, fundada em 1915 e que encerrou nos anos 90 do século XX. O edifício desta fábrica é, apesar de apresentar alguma degradação, muito interessante (veja-se a fotografia antiga recolhida na internet, da qual que consegui verificar a data e proveniência). Na industria de curtumes podemos encontrar o melhor e o pior da química. Começando pelo pior, temos a utilização pouco cuidadosa de produtos químicos poluentes e a emissão de maus cheiros. No lado melhor temos a procura de solução para esse problemas através do desenvolvimento de novos produtos e materiais tratamento de efluentes e emissões poluentes.


Referências
J. M. Amado Mendes Subsídios para a Arqueologia Industrial de Coimbra, MNMC, Coimbra, 1983.
J. M. Amado Mendes A área económica de Coimbra, CCRC, Coimbra, 1984.

[versão preliminar de Junho de 2010]

(PQ-CC) À procura da antiga fábrica do gás

No final da rua da Sofia e início da rua da Figueira da Foz (denominada assim a partir de 1903) acompanhando a actual rua João Machado situou-se de Outubro de 1856 até aos anos 20 do século XX a fábrica do gás. Era nesta fábrica que era produzido o gás para iluminação pública e privada da cidade que saía dali em tubos de ferro para os candeeiros de cobre da cidade. O gasómetro (tanque do gás) situava-se na rua João Machado que foi por essa altura denominada Rua do Gasómetro. Na fotografia ao lado (obtida da internet, sendo a digitalização de um postal antigo) pode ver-se essa zona (note-se a igreja de Santa Justa) com uma chaminé que deveria ser a da fábrica do gás. O gás era produzido pelo aquecimento a cerca de 1000^oC do carvão numa retorta fechada o que dava origem a um gás combustível, mistura de metano e monóxido de carbono, que por vezes seria designado como gás carbónico nome que hoje usamos para o dióxido de carbono.

São muito interessantes as poucas marcas culturais que das fábricas do gás permaneceram até aos dias de hoje. Em Lisboa ainda hoje podem ser encontrados vestígios destas instalações e nos Maias de Eça de Queirós há um número significativo de referências à fábrica do gás e à utilização deste em iluminação. No final do século XIX quase todas as cidades tinham um fábrica do gás para iluminação.

Referências
J. M. Amado Mendes A área económica de Coimbra, CCRC, Coimbra, 1984.

[versão preliminar de Junho de 2010]

(PQ-CC) À procura da antiga fábrica do sabão junto à Feitoria dos Linhos

Em Santa Clara existiu, até aos anos 90 do século XX, uma fábrica de sabão que funcionou mais de cem anos. Situava-se na Rua da Feitoria dos Linhos do lado norte do Portugal dos Pequenitos ocupando o quarteirão onde agora se ergue uma urbanização com apartamentos e lojas (vê-se na foto atrás da casa da Feitoria dos Linhos).

A produção de sabão é desde há muito tempo realizada pela reacção de bases com gorduras, sendo esse tipo de reacções denominada saponificação

gorduras + base → sabão + glicerina + água

Conforme o tipo de gorduras usado (de origem animal ou vegetal) e as bases utilizadas (hidróxido de sódio, NaOH, conhecido como soda cáustica ou hidróxido de potássio, KOH, entre outras) se produzem diferentes qualidades de sabão. Por vezes uma parte da glicerina é deixada no sabão e há adição de perfumes além de outros corantes e componentes. Para esse produto de limpeza temos uma palavra que parece ser única na Europa: sabonete. Um artesão local referiu-me que quando a fábrica ainda estava a funcionar alguns funcionários lhe traziam sobonetes e que ainda podemos encontrados antigos funcionários da fábrica nos cafés locais; um testemunho oral da história industrial de Coimbra a registar.

A Feitoria dos Linhos tem também uma história interessante. O seu nome completo era Feitoria dos Linhos Cânhamos. O cânhamo, conhecido também como linho cânhamo, era a matéria prima que recebia, a qual era usada na industria da cordoaria até que esta actividade entrou em declínio.

Para quem não sabe, o cânhamo é a planta a partir da qual é feito o famigerado haxixe, a cannabis, que seria cultivado na região sem, ao que se saiba, problemas de maior. Para além de provavelmente as variedades de plantas cultivadas poderem ser pouco ricas em tetrahidrocanabinol (o composto estupefaciente da cannabis), o uso desta planta como estupefaciente não seria conhecido ou mesmo, sendo conhecido, não seria culturalmente aceitável.

Referências sobre história da indústria em Coimbra
J. M. Amado Mendes Subsídios para a Arqueologia Industrial de Coimbra, MNMC, Coimbra, 1983.
J. M. Amado Mendes A área económica de Coimbra, CCRC, Coimbra, 1984.

[versão preliminar de 23 de Junho de 2010, com correcções de 25 de Junho]

(PQ-CC) Percursos Químicos pela cidade de Coimbra

Percursos químicos diversos pela cidade de Coimbra que não estão incluidos no percurso Químico pela Universidade de Coimbra. Desde os monumentos às actividades humanas, passando por algumas curiosidades que revelam a importância da Química.


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(PQ-CC) Colóides à mesa do café

Sentemos-nos à mesa de um café (como o bonito Café Santa Cruz da fotografia), pastelaria ou restaurante e apreciemos a riqueza da química coloidal; muitas das coisas que comemos ou bebemos podem ser classificadas como misturas coloidais, ou colóides. Estes nomes podem ser uma dor de cabeça para os alunos, mas trata-se de um conceito muito simples: um colóide consiste numa mistura de materiais na qual pequenas partículas de um, ou mais, dos materiais estão dispersas num outro material (meio contínuo), sendo que ao microscópio, ou mesmo já à lupa, esta mistura apresenta um aspecto não homogéneo (se o aspecto não homogéneo for visível a olho nu a mistura costuma ser classificada como uma suspensão). Se o meio contínuo for transparente, fazendo incidir um ponteiro laser numa destas misturas (cuidado com os olhos!) o feixe deixa de se ver no seu interior devido à dispersão da luz pelas partículas, enquanto que continuará a ser visível ao atravessar uma solução verdadeira.

Um copo de leite é uma emulsão, ou seja a dispersão de um líquido noutro (a maionese e as natas também o são). A espuma do café, aliás como todas as espumas, é a dispersão de um gás num líquido. Note-se que o café expresso, se for bem tirado, é uma solução verdadeira, enquanto muitas vezes o café de saco fica turvo, sendo nesse caso um sol, ou seja a suspensão de partículas sólidas num líquido. Também um sol são os melhores sumos de laranja, por exemplo. As torradas e os bolos podem, de alguma forma, ser vistos como uma dispersão de bolhas de ar numa matriz sólida. O doce com que se barra uma torrada é em geral um gel, ou seja a dispersão de gotas de líquido num sólido (tal como o é a gelatina ou o queijo). Se o café ou o chá estiver muito quente, ou se estiver frio cá fora, pode formar-se um aerossol, uma dispersão de gotas de água a flutuar no ar. Se houver fumadores, ou se estiver a ser feito um churrasco, poderemos observar uma outra mistura coloidal o fumo, partículas sólidas a flutuar no ar. Só nos falta uma possibilidade, a dispersão de sólidos em sólidos, já que as misturas de gases formam sempre soluções verdadeiras. Peter Borrows refere as pérolas de um colar, mas julgo que há outras possibilidades que também podemos encontrar à mesa: os vidros e plásticos pigmentados. Para além destas misturas binárias há aquelas que envolvem várias fases e estados físicos (as misturas coloidais complexas) nas quais podemos incluir quase tudo o que está na mesa e que não foi ainda referido: o fiambre, o presunto, os bolos mais vistosos e os pratos culinários mais complexos. Para o grupo das soluções verdadeiras sobra o vinho, o chá, o café nas condições já referidas, os refrigerantes sem partículas em suspensão, e, claro, a água da torneira ou engarrafada que apresentam naturalmente (e ainda bem) sais dissolvidos.

Bom apetite!

Referência
P. Burrows Education in Chemistry, July 2009.

[Versão de 6 de Julho de 2010]

(PQ-CC) Química da ginjinha e do moscatel

A chegar à Sé-Velha, vindos da baixa, passamos por um letreiro sugestivo com indicação de ginjinha e moscatel. Tratam-se de duas bebidas alcoólicas com percentagens em volume de álcool de 17-20%, sendo a ginjinha um licor enquanto o moscatel é um vinho licoroso.

O licor de ginja, ou ginjinha, é obtido por maceração prolongada da ginja (fruto da Prunus cerasus L.) numa solução hidroalcoólica (aguardente vínica ou etanol, não o que é obtido nas farmácias que tem aditivos que o tornam inapropriado para essa função, em água), em quantidade suficiente para que o grau alcoólico fique cerca de 18% após a adição de uma calda açucarada. O sabor ácido das ginjas e da ginjinha provém do ácido málico (no lado direito) que este fruto tem em razoável quantidade Uma parte do sabor característico, em especial da ginjinha de Óbidos vem do aldeído cinâmico (no lado esquerdo) responsável pelo sabor e odor a canela.

O vinho licoroso moscatel é obtido a partir de uvas com uma percentagem elevada de castas moscatel. Na fase inicial da fermentação das uvas, adiciona-se aguardente vínica, geralmente a 77%, na quantidade necessária para que o grau alcoólico do vinho fique cerca de 18%. Posteriormente passa-se para a fase de maceração que pode atingir os seis meses.

Para saber mais:

Maria Luísa Alarcão-e-Silva e Alberto de Alarcão, Características fisico-quimicas e utilizações agro-alimentares da cereja e da ginja

António Ramos, Ginja de Óbidos e Alcobaça. Um produto tradicional a defender e preservar

Infovini, Moscatel de Setúbal

[versão preliminar de 30 de Setembro de 2010; com alterações de 6 de Outubro de 2010]

(PQ-CC) Ruas evocativas de químicos e cientistas que cultivaram a química

A porta Sul do Jardim Botânico dá para a Rua Vandelli que contorna o Jardim Escola João de Deus, o Hospital Militar e a Seminário. Domingos Vandelli (1739-1816) é o professor de química e história natural já referido noutra paragem; a placa é quase invisível.

A rua Tomé Rodrigues Sobral (1759-1829) acompanha a linha de combóio da Lousã, futura linha do metro, da estação e praça de taxis até à passagem de nível da Solum. A placa evoca apenas o facto de Rodrigues Sobral ter sido acidentalmente deputado, mas em outra paragem falámos já da sua actividade como químico.

Muito interessante é a Rua Costa Simões que liga a rotunda dos HUC à circular interna, em frente ao IBILI e Faculdades de Medicina e Farmácia. Na placa é referido que António Augusto Costa Simões (1819-1903) foi presidente da câmara de Coimbra. De facto foi-o durante dois anos, nos quais estudou e iniciou o abastecimento de água canalizada para a cidade. Mas foi também professor de medicina, investigador, director do hospital e fundador das escolas de enfermagem, entre outras coisas. No que concerne à química foi um divulgador e pioneiro na utilização da química forense, tendo publicado em 1855 sete artigos sobre química legal na revista O Instituto de que foram, numa publicação recente [1], denominados de forma sugestiva como CSI-Coimbra, 1855.

José Bonifácio de Andrade e Silva (1763-1838) dá nome à avenida nova que contorna o centro comercial Forum. Andrade e Silva foi professor de Metalurgia e teve alguma actividade científica na área da química paralela à sua actividade política.

Há também uma rua que evoca o Professor de Química e Reitor da Universidade de Coimbra, António Jorge Andrade de Gouveia (1905-2002).

Haverá mais ruas com nomes de químicos em Coimbra?

Referências
[1] A.J. Leonardo, D.R. Martins e C. Fiolhais António Costa Simões e a génese da química forense em Portugal, Revista da Sociedade Brasileira de História da Ciência 2, 192-205 (2009).

[versão de 28 de Maio de 2010; última alteração de 23 de Março de 2011]

(PQ-CC) Plantas perigosas que podemos encontrar na cidade

Ao passearmos pela cidade nem sempre reparamos nas plantas e flores que há por todo o lado. Algumas são muito tóxicas ou perigosas. Nas duas primeiras fotos, tiradas na zona onde vivo, podemos ver duas das plantas silvestres espontâneas mais tóxicas que temos em Portugal: a cicuta e o embude (não tenho absoluta certeza em relação a esta, mas noutros locais confirmei com um especialista). No primeiro caso trata-se da planta que tradicionalmente se diz ter sido usada para envenenar Sócrates (o filósofo), a qual contém um alcalóide que causa paralisia muscular (a coniína) [1]. No segundo caso a toxina é um álcool que tem uma estrutura química muito curiosa envolvendo o que os químicos denominam ligações triplas e duplas (a oenantoxina). A toxicidade desta molécula, cuja estrutura química se encontra representada aqui ao lado, está em grande parte relacionada com a sua geometria [2]. Para completar este conjunto temível, falta a foto de uma planta também muito comum e perigosa que é conhecida por figueira-do-diabo, da qual por esta altura há exemplares secos em vários locais. Esta planta é por vezes imprudentemente, e não raras vezes com efeitos fatais, usada como alucinogénico. Diz que sabe que, para além do perigo de envenenamento, as alucinações são muito más (daí o nome). Há também casos conhecidos de acidentes fatais devidos à ingestão acidental das sementes ou folhas.

Também por toda a cidade podemos encontrar as belas flores amarelas do hipericão. Trata-se de uma planta usada em medicina tradicional como anti-depressivo cujo efeito terapêutico que não está completamente comprovado. O que está comprovado é que um dos seus compostos activos (a hipericina) é muito sensível à luz e que o seu uso regular acompanhado de exposição ao sol pode levar à sensibilização da pele entre outros efeitos (claro, que o composto responsável por este efeito está a ser estudado para terapia fotodinâmica!) Além disso, os extractos da planta mostraram ser activadores do metabolismo e do sistema imunitário e por isso o seu uso em conjunto com imunodepressores (por exemplo em doentes de transplantes) pode ser perigoso. Actualmente aceita-se que a acção antidepressiva dos extractos desta planta são devidos à hiperforina e não à hipericina como se terá julgado anteriormente [3].

Finalmente há que referir o rícino que aparece em vários jardins pela cidade. As folhas do bonito exemplar da foto ao lado estão neste momento com uma coloração avermelhada, mas noutras alturas do ano podem ser apreciadas outras cores (veja-se a paragem sobre o outono). As sementes desta planta são muito perigosas pois contêm uma proteína vegetal muito tóxica, o rícino. Este, após ser extraído e purificado é um dos mais famosos compostos da lista conhecida de armas químicas, infelizmente, existentes actualmente. Lembram-se das cartas com pó branco que geraram o pânico nos EUA há uns anos?

[1] artigo da Wikipedia sobre a coniína. Alcalóides são espécies químicas que ocorrem naturalmente nas plantas e que contêm átomos de azoto que lhes dão um comportamento básico (alcalino). A coniína, a nicotina e a cafeína são alcalóides.

[2] K. Uwai et al. J. Med. Chem. 43, 2000, 4508-4515; artigo da Wikipedia sobre a oenotoxina.A oenotoxina não é um alcalóide pois não tem átomos de azoto.

[3] J. Volmer e J. Rosenson J. Chem. Educ. 81, 2004, 1450; artigos da Wikipedia sobre a hiperforina e a hipericina.

[versão de 27 de Abril de 2010. Última alteração de 27 de Maio de 2010]

(PQ-CC) Química na piscina

Quando começa a estar calor apetece ir à piscina. Penso que não estraga a festa a ninguém referir que uma grande variedade de conceitos de química pode ser relacionada com as piscinas: pH, ácidos e bases, equilíbrio químico, reacções de oxidação-redução, propriedades do cloro, etc.

Mas por que razão é necessária a química numa piscina? Antes de mais, deve notar-se que a água, mesmo em condições naturais, está sempre envolvida em reacções e equilíbrios químicos. No caso das piscinas, como a água não pode estar sempre a ser mudada, além de que é usada por muita gente, é necessário impedir a contaminação por microorganismos. É para isso que serve o cloro e outros tratamentos químicos; e conhecer a química envolvida contribui para minimizar os riscos envolvidos. Aqui, sentados à beira da piscina, iremos falar um pouco dessa química...

Referência
Ben Selinger, Chemistry in the marketplace, 4th ed, Harcourt, 1989.

[versão preliminar de 6 de Junho de 2010]

(PQ-CC) Mosteiro de Santa Clara-a-Velha

Vale a pena visitar o Mosteiro de Santa Clara-a-Velha. Para além dos aspectos histórios, tecnológicos, geológicos e botânicos que Artur Côrte-Real, coordenador da equipa de recuperação e dinamização do espaço do Mosteiro, não se cansa de realçar, há aspectos químicos dignos de nota. Nesta paragem chamo a atenção para a composição química das pedras e outros materiais usados na construção do mosteiro e ainda para a erosão química e física que estes foram sofrendo ao longo do tempo.

Nas paredes podem encontrar-se rochas cuja erosão e mistura de minerais são verdadeiramente surpreendentes. Por exemplo, na foto ao lado pode ver-se uma rocha carbonatada,¹ que poderia ser um calcário (rocha cujo constituinte principal é o carbonato de cálcio, CaCO₃) embora seja mais provável tratar-se de uma dolomia (rocha cujo constituinte principal é a dolomite, CaMg(CO₃)₂, carbonato duplo de magnésio e cálcio). Os veios cinzentos são provavelmente de calcite (CaCO₃ quase puro com clivagem ortorrômbico perfeita), embora também pudessem ser de sílica, SiO₂. Uma forma de ter a certeza seria riscar com um prego ou canivete para ver se o mineral dos veios é riscado; se isso acontecer não é sílica. Os visitantes estão proibidos de verificar pois trata-se de um monumento nacional!

Uma rocha que tenho a certeza ser pedra de Ânça (uma rocha calcária muito usada em trabalhos de escultura) é a do arco decorado ao estilo maneirista da foto ao lado. A facilidade com que esta pedra pode ser trabalhada tem como contraponto a sua sensibilidade à erosão e ao vandalismo.



Interessantes são também alguns apectos das novas construções no espaço do mosteiro. Por exemplo, a utilização de chapas de cobre nos telhados e o consequente aparecimento de manchas verdes de compostos deste elemento. A composição destes manchas é variável, sendo referidos [1] o carbonato básico de cobre (II), CuCO₃⋅Cu(OH)₂, o sulfato básico de cobre (II), CuSO₄⋅3Cu(OH)₂, ou ainda, em meios marítimos, o cloreto básico de cobre (II), CuCl₂⋅3Cu(OH)₂.

Repare-se também na oxidação das placas de ferro usados como pavimento, a qual ocorre, de forma simplificada, segundo a reacção,

Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e^- → Fe³⁺(aq) + 3e^-

E vale mesmo a pena reparar nas moedas atiradas ao lago. As de um, dois ou cinco cêntimos, apresentam manchas de ferrugem porque são na realidade feitas de ferro coberto de cobre e por isso se oxidam como as placas de ferro referidas acima. Note-se também, em alguns casos, junto a outras moedas que não contenham ferro, manchas verdes resultantes da oxidação do cobre.

Muito haveria também para dizer sobre os azulejos da foto mais acima, mas fica para outra visita...

¹Agradeço à Doutora Elsa Gomes as sugestões sobre o tipo de rocha, realizadas com base na foto.

[1] Peter Borrows, Education in Chemistry, September 1996, p. 120.

[Versão de 19 de Fevereiro de 2010. Última alteração 17 de Abril de 2010]

(PQ-CC) A química da cerveja

Em Coimbra podemos beber cerveja artesanal na cervejeira Praxis. As cubas de produção da cerveja estão à vista de todos e o mestre cervejeiro tem todo o prazer em trocar umas palavras sobre o processo com os clientes.

Podemos fazer aqui uma paragem para falar das subtilezas da química da produção de cerveja enquanto se prova uma cerveja de sabor único.

A cerveja é provavelmente um dos mais antigos alimentos conhecidos da humanidade a ser obtido por processos biotecnológicos. Milhares de anos antes de se cozer pão já se fermentava grão para produzir cerveja. E até à cerca de três séculos poderia ser mais seguro para a saúde beber cerveja que água corrente, pois a água usada para a cerveja é fervida no seu processo de produção.

A cerveja é um alimento completo: contém água, hidratos de carbono, proteínas e um grande número de outros nutrientes, nomeadamente vitaminas, e ainda espécies químicas benéficas para a saúde como sejam compostos anti-oxidantes. Além disso, a cerveja é um dos alimentos mais isentos de metais pesados tóxicos, não só devido à qualidade da água usada para a sua produção, mas também porque estes metais se ligam aos compostos de enxofre presentes nas leveduras.

É a percentagem de etanol (tipicamente cerca de 5%) que torna a cerveja um alimento a beber com moderação, devido aos efeitos nocivos deste composto, em especial para quem vá conduzir. De facto pode facilmente verificar-se que para uma pessoa típica, dois finos conduzem a uma percentagem de álcool no sangue perto do limite legal para a condução. Note-se que, para determinar correctamente essa concentração, deve contar-se com todo o volume de água do corpo e não apenas com o volume de sangue.

A cerveja poderia ser definida como uma bebida alcóolica produzida quando um extracto aquoso de malte (cevada maltada) e lúpulos é fermentado por leveduras. Mas são os detalhes do processo e a qualidade da água usada, que lhe dão os sabores e aromas únicos e de grande complexidade, os quais oa devidos a fracções variáveis de um elevado número de compostos que estão presentes na cerveja em quantidades infímas. O gás da cerveja (dióxido de carbono) surge naturalmente no processo de produção de cerveja artesanal, mas é aumentado de forma artificial na cerveja de pressão, ou engarrafada. A cor característica da cerveja é devida a reacções entre açucares e aminoácidos formados durante a germinação da cevada, sendo as suas matizes (do amarelo pálido ao castanho escuro) devidas, mais uma vez, aos detalhes do processo.

Muito mais haveria a dizer sobre a cerveja a nível químico, tecnológico e cultural. Mas, façamos uma pausa para saborear os aromas únicos da cerveja artesanal. Com moderação, claro...

Bibliografia:
[1] M. P. Galvão, "A química da cerveja", Química, 65 (1997) 6.
[2] D. Williams, J. Philpott, "A pint a day...", Chemistry in Britain, December 1996, p. 41.
[3] C. Bamforth, "Breewing a better beer", Chemistry in Britain, August 1997, p. 37.

[versão de 22 de Janeiro de 2010]

(PQ-CC) Calçada portuguesa com óleos de tulipeira

Com o calor do Verão, as tílias e as tulipeiras ficam com as folhas cobertas de óleos que escorrem para os passeios, os quais, por essa razão, ficam pegajosos e brilhantes como o da fotografia.

Os óleos extraídos das tuliperias têm sido muito estudados. Não é possível fazer aqui justiça a todos esses estudos mas é interessante referir a variação da composição desses óleos com a época do ano a qual é dominada por sesquiterpenos no início da estação e por monoterpenos no seu final [1]. Para além disso, os extractos da folha da tulipeira têm sido descritos como tendo acção antibactericida e antitumural [1,2].

E a calçada portuguesa, o que é? Por que razão tem aquelas cores? As pedras brancas e pretas são em geral de calcário, cujo principal constituinte é o carbonato de cálcio. A cor negra é devida à presença de matéria orgânica, geralmente carbono (vejam-se as paragem em que se fala do negro de fumo). O basalto, em especial nos Açores, é também usado para as pedras pretas.

[1] S.L. Miller et al. Seasonal variation and bioactivity in the leaf oil of Liriodendron tulipifera growing in Huntsville, Alabama, Nat Prod Commun. 2009 Jun;4(6):839-43.

[2] M.K.Moon et al. Farnesyl protein transferase and tumor cell growth inhibitory activities of lipiferolide isolated from Liriodendron tulipifera, Arch Pharm Res. 2007, 30(3):299-302.

[Versão de 19 de Fevereiro de 2010. Fotografia 20 de Julho de 2009. Última alteração 12 de Março de 2010]

(PC-CC) Ginkgo Biloba junto ao Teatro Gil Vicente

Quem passa muitas vezes junto ao Gil Vicente já deve ter reparado que em determinadas alturas do ano há um cheiro insuportável a vomitado, ranço, ou coisas piores. Bem, mas o cheiro não é falta de higiene ou resultado dos excessos da boémia. Trata-se de um cheiro natural: são as sementes da Ginkgo Biloba que são responsáveis pelo cheiro. Estas contêm, entre muitas outras espécies químicas, o ácido butanóico (CH₃CH₂CH₂COOH), um clássico da galeria de malcheirosos da química. E porque não cheiram mal os exemplares que estão na entrada do Jardim Botânico? É que nas Ginkgo há separação entre géneros e estes exemplares são provavelmente machos...

Neste ponto do percurso podemos continuar a falar da química dos cheiros. O suor, por exemplo, é essencialmente água, mas o ácido butanóico também está presente no seu cheiro, assim como os ácidos pentanóico e hexanóico, várias hormonas, butanediona (responsável por um certo cheiro a queijo) e o ácido 3-metil-2-hexanóico (responsável pelo clássico odor de sovaco). Embora a alimentação e o estilo de vida possam ter alguma influência na intensidade do odor, cada pessoa tem um mistura única de compostos no seu suor, o que, para o faro dos cães, é como uma impressão digital que podem seguir.

É costume combatermos estes odores com desodorizantes e antitranspirantes. Para além dos perfumes, estes tanto podem conter espécies químicas antibióticas que matam as bactérias resposáveis pela produção de moléculas mal-cheirosas, como sais de alumínio e zircónio que fecham os poros, absorvem o suor e provavelmente neutralizam os ácidos.

Continuando na química das coisas mal cheirosas, não podemos deixar de referir os compostos de enxofre. Para além de um destes compostos ter paralizado de pânico Lisboa há uns anos, muitos outros estão presentes no cheiro que se nota perto das indústrias de papel; nos cheiros relacionados com a eliminação dos produtos do metabolismo de bróculos e feijões, no cheiro a alho e ainda no característico cheiro a gás que provém na realidade um composto adicionado ao gás para facilitar a detecção de fugas.

Bibliografia consultada
Simon Cotton, Education in Chemistry, January 1997, p. 6.

[Versão inicial de 4 de Setembro de 2009. Última modificação de 23 de Abril de 2010]

(PC-CC) Monumento aos Combatentes da Grande Guerra

O monumento aos combatentes da Guerra Mundial de 1914-18 evoca não só as vítimas e os heróis anónimos, mas também a guerra e a tecnologia bélica que lhe está ligada. Como é óbvio a ciência e a tecnologia não são por si só más nem boas; apenas a utilização que os homens lhes dão é que o podem ser. E a química, a par com outras ciências e tecnologias, não poderia deixar de ter um papel infame na guerra. Desde logo nos muitos tipos de explosivos e detonantes, mas também no desenvolvimento de materiais de protecção e agressão. Os gases de guerra tiveram a sua grande aparição na primeira guerra mundial, assim como os métodos de protecção contra estes.

O assunto da guerra química é muito extenso, complexo e quase sempre trágico, mas há por vezes descobertas felizes como a do British anti-Lewisite (BAL) agora usado como um tratamento para envenenamentos com alguns tipos de metais tóxicos.

Neste ponto do percurso poderemos falar da química e da guerra e dos seus problemas. A observação do monumento é também interessante: as placas e letras de bronze, a rocha e os líquenes, etc.

[versão preliminar de 4 de Setembro de 2009]

(PC-CC) Pastilhas elásticas: a culpa não é da química...

Quem olhar com atenção para o chão das cidades vai notar um grande número de rodelas negras que, com o calor, por vezes se colam aos sapatos: são pastilhas elásticas. A falta de civismo, o descuido e a tontice fazem-nas chegar aos pavimentos e a sujidade que está no ar e no chão tornam-nas negras. Nesta parte do percurso, que pode ser em qualquer parte da cidade onde circulem pessoas, podemos parar para comentar a química das pastilhas elásticas e as histórias que lhes estão associadas.

Historicamente o chicle era obtido da resina de algumas plantas, pois esta resina contém polímeros naturais designados por politerpenos que são naturalmente elásticos. Actualmente a goma base das pastilhas elásticas provém de polímeros sintéticos que são obtidos a partir de produtos petrolíferos. Para além dos açucares e de vários aditivos, nas pastilhas elásticas são usados polímeros como o poli-isobutileno e co-polímeros como o isobutileno-isopreno, estireno-butadieno e ainda polivinilacetato. Todos estes polímeros são insolúveis em água e não são biodegradáveis. Assim não vale a pena usar água para tentar limpar pastilhas elásticas, embora o gelo, ao tornar estes polímeros mais rígidos, possa ser útil para ajudar à sua remoção parcial.

Para fazer bolas é necessário que uma parte do açúcar tenha já sido retirado pois este, não sendo um polímero, diminui a elasticidade. É de notar que uma forma de fazer uma estimativa da quantidade de açúcar numa pastilha poderá ser medir a sua massa antes e depois de perder o sabor (após ser mascada).

O açúcar nas pastilhas elásticas é mau para os dentes e para a saúde em geral. Assim, algumas pastilhas elásticas têm, em vez da sacarose, compostos como o xilitol, que, para além de lhes darem o sabor doce, atacam o desenvolvimento das bactérias na boca. Dessa forma, as pastilhas elásticas acabam por ser benéficas, como tem sido sugerido por vários estudos independentes. Mas convém não esquecer que o xilitol em excesso tem efeitos laxantes, além de outros efeitos que poderemos ainda não conhecer bem.

Os químicos, que ajudaram a criar o problemas ao desenvolverem os polímeros sintéticos, também têm soluções para o problema que nos fez parar aqui. Estão a ser desenvolvidos co-polímeros que têm uma parte hidrofílica, os quais ao mesmo tempo que mantêm as características das pastilhas elásticas, as tornam mais facilmente removíveis com água, além de se tornarem (potencialmente) biodegradáveis.

Para saber mais:
[1] Palmira F. da Silva "Uma pastilha elástica revolucionária", De Rerum Natura, Setembro de 2007.
[2] Halina Stanley “Materials science to the rescue: easily removable chewing gum”, Science in School, 9 (2008) 56.

[versão de 20 de Janeiro de 2010]

(PQ-CC) Mudanças rápidas na química da fotografia

A evolução e a magia da fotografia sempre acompanhou a história da química. No entanto, com o aparecimento da fotografia digital as reacções químicas envolvidas na formação da imagem, a tecnologia das películas e da fotografia a cores, a revelação e impressão das fotografias, inicialmente demorada e depois rápida, tornou-se quase um assunto do passado. Podemos ver nesta fotografia um exemplo, de alguma forma triste, dessa mudança radical que tornou obsoletos os estúdios fotográficos.

Aparentemente, a química da fotografia pareceria ter-se mudado apenas para a tecnologia da impressão das fotografias digitais e para o desenvolvimento de pigmentos mais resistentes à luz e que reproduzam as cores com mais fidelidade, ou para os polímeros usados para cobrir e servir de base a essas impressões, entre outras aplicações.

No entanto, há outros pontos onde podemos encontrar a química na fotografia digital. Os cristais líquidos dos ecrãs é um sítio óbvio, mas não podemos esquecer a química envolvida na produção dos semicondutores que transformam a imagem latente numa imagem digital que é guardada nas memórias desenvolvidas também com a ajuda da química.

[versão preliminar de 19 de Feverereiro de 2010]

(PQ-CC) Química no cabeleireiro

A química que se pode encontrar no cabelo e num cabeleireiro é muito interessante. Desde a coloração natural e artificial dos cabelos, até aos shampôs, passando pelas lacas e pelo gel...

O pigmento responsável pela cor dos cabelos, tal como pela cor da pele, é a melanina e, no caso dos cabelos ruivos, há também a contribuição de uns compostos de ferro.

O brilho natural do cabelo depende da sua cutícula estar mais ou menos lisa e não escamada. Produtos químicos agressivos, calor em excesso e escovagens demasiado frequentes podem danificar a superfície dos cabelos. Os condicionadores servem para suavizar a superfície dos cabelos, aumentando assim o brilho e diminuir a atracção entre os cabelos, tornando-os mais soltos e criando o efeito de volume referido na publicidade. Alguns condicionadores mais comuns são silicones (por exemplo o polidimetilciclosiloxanos) actuam lubrificando o cabelo.

As ligações de enxofre das proteínas do cabelo são relativamente fortes mas podem, por acção do calor, ser quebradas e reformadas para fazer caracóis ou alisar o cabelo. Os grupos envolvendo o enxofre são também responsáveis pela complexação de metais, o que é muito interessante em termos toxicológicos e forenses. Por exemplo, Os cabelos de Napoleão apresentavam uma quantidade anormal de arsénico, embora não seja hoje possível concluir que tenha sido envenenado, pois na altura muitos materiais estavam contaminados com arsénico.

A coloração permanente do cabelo é conseguida misturando duas formulações inicialmente separadas. Uma contém água oxigenada (solução de peróxido de hidrogénio) que branqueia a melanina dos cabelos e catalisa a reacção de formação dos pigmentos definitivos. A outra contém uma solução amoniacal dos percursores dos corantes e corantes já formados, servido o amoníaco para abrir a cutícula e fixar os corantes. Os precursores dos corantes começam a penetrar no cutícula mesmo antes de terem reagido completamente, o que explica a coloração inicial mais clara e o tempo de espera para a cor se desenvolver.

Os diferentes tons e matizes são obtidos com diferentes concentrações e misturas dos reagentes: diaminobenzenos (fenilenodiaminas), aminohidroxibenzenos, dihidroxibenzenos e espécies químicas derivadas destas. Por exemplo a 2-nitro-p-fenilenodiamina é usada para cores laranja-avermelhadas muito vivas. Todos estes produtos têm razoável toxicidade e mesmo as preparações ditas naturais sem amoníaco possuem quase sempre alguns deles.

Mais informações:
Linda Raber, Hair Coloring, Chemical & Engineering News 78 (11), 2000, p.52
Anne Marie Helmenstine, Haircoloring: Bleaching & Dyeing, About.com Guide (acedido 9-04-2010)

[Versão de 3 de Fevereiro de 2010; última alteração de 9 de Abril de 2010]

(PQ-CC) Néon e outros gases

Afinal os gases raros não são assim tão difíceis de encontrar. E embora o néon dê o nome e seja o mais usado, nos anúncios luminosos são usados também outros gases raros.

O processo de obter estas iluminações é simples. É aplicada uma tensão elevada a um tubo com o gás a baixa pressão. Com diferentes composições e tendo também a presença de mercúrio conseguem-se diferentes cores. Em geral, a cor vermelha ou amarelada é dada pela presença do néon, as colorações do verde ao azul pela presença do árgon e o lilás pelo kripton.


[Versão de 19 de Fevereiro de 2010]