Napoleão: morto por um papel de parede?

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Com este artigo, estreamos nossa coluna quinzenal A Química e a vida de 2017. Para este ano, apresentaremos uma série de textos sobre temas bastante pertinentes e interessantes, que mostrarão aos professores e alunos o quanto a Química permeia e sempre permeou nossas vidas. Neles, trataremos de aplicações dessa ciência e/ou de sua onipresença na história da Humanidade. A proposta é que o professor use esses artigos para trabalhar em sala de aula e que os alunos possam ser avaliados quanto à capacidade de leitura e interpretação com as questões que fecham os artigos. Esperamos, assim, colaborar para um estudo mais agradável e eficaz dessa ciência.

Obrigado por nos deixar entrar em sua aula, estimado colega.
Emiliano Chemello | Luís Fernando Pereira | Patrícia Proti

Napoleão: morto por um papel de parede?

Enfim, Napoleão Bonaparte havia sido derrotado. Corria o ano de 1815 quando, subjugado pelos ingleses, Napoleão foi exilado na nebulosa Ilha de Santa Helena, no meio do Oceano Atlântico, onde costumava passar boa parte dos dias dentro de casa, por conta de um clima bastante úmido. Menos mau, provavelmente pensara ele – melhor que voltar para a França, onde teria que enfrentar a ira da oposição. Napoleão, porém, ficou doente durante seu exílio. Inchado e acima do peso, apresentava tremores incomuns e, apesar de estar com apenas 50 anos, estranhamente havia perdido o controle das pernas. Sentia também intensas e frequentes cólicas abdominais. Desconfiado, achava que os ingleses o estavam envenenando e matando-o aos poucos.

Em 1821, aos 52 anos, morreu. A autópsia revelou uma úlcera perfurada no estômago canceroso do outrora imperador francês. Seria esse o problema causador de sua morte? Alguns acreditam que sim, mas havia outra suspeita… Afinal, vítimas de câncer estomacal normalmente emagrecem, e Napoleão havia ganhado bastante peso… Um século depois, os cientistas relacionaram os sintomas de Napoleão, meticulosamente registrados em um diário, a envenenamento por arsênio. Teriam os ingleses o envenenado de fato?

No corpo humano, o arsênio é cruel. Ele substitui o fósforo em moléculas essenciais ao funcionamento harmônico do organismo criando estruturas semelhantes, mas com arsênio no lugar do fósforo. Por exemplo, a molécula 1,3-difosfoglicerato, importantíssima no uso da glicose como fonte de energia, é convertida em 1-arseno-3-fosfoglicerato – uma estrutura muito parecida, porém, inútil do ponto de vista metabólico. Pode-ser dizer que “o organismo confunde o arsênio com o fósforo”, e esse é o início do fim. Quanto mais arsênio, mais a morte se aproxima.

Mas como comprovar esse envenenamento? Seria possível? Por incrível que possa parecer, graças à ciência, a resposta é sim! Graças mais especificamente ao Teste de Marsh. Como alguns fios de cabelo de Napoleão haviam sido guardados, um costume à época, o teste descrito abaixo, com os fios de cabelo no lugar do óxido de arsênio, pôde ser realizado.

Montagem experimental para o teste de Marsh. Ácido sulfúrico é adicionado a zinco metálico 
e uma solução de óxido de arsênio (III). O hidrogênio produzido reage com As2O3, produzindo 
arsina (AsH3). Por aquecimento, a arsina decompõe-se em arsênio elementar, 
de aspecto metálico, e hidrogênio gasoso. (CHANG e GOLDSBY, 2013).

Havendo arsênio nos fios de cabelo de Napoleão, também ocorreria a formação de arsina e posteriormente surgiria um anel metálico como visto na ilustração acima. E foi exatamente o que aconteceu. O teor de arsênio encontrado era de aproximadamente 30 ppm – alto demais (valores de segurança não ultrapassam 3 ppm e o normal é que se encontre apenas 1 ppm)! Mas quem matou Napoleão? Teria sido uma das pessoas que o acompanharam no exílio? Na verdade, o maior suspeito era um papel de parede!

Nos anos de 1980, químicos ingleses retomaram o caso. Um deles, Dr. David Jones, sabia que muitos casos de envenenamento por arsênio do século XIX eram meros acasos. Nessa época, as tintas verdes continham um pigmento chamado “verde de Scheele” que tinha como ingrediente principal o arseniato de cobre (CuHAsO3), uma substância inofensiva, a menos que se forme mofo sobre ela (lembre-se do clima úmido da ilha). Ocorre que os fungos do mofo se alimentam do que estiver ao seu alcance: nesse caso, o material do papel de parede. Mas, em sua luta pela sobrevivência, podem produzir substâncias nocivas a outros seres vivos, como o gás trimetilarsênio ((CH3)3As), altamente tóxico!

Como saber se o papel de parede do quarto de Napoleão continha o tal pigmento venenoso? Muito difícil, não é? Pois bem, ao comentar o caso em um programa de rádio, o Dr. Jones alcançou um ouvinte que, de modo quase inacreditável, tinha um pedaço do tal papel de parede guardado em um álbum de família por um de seus ancestrais, como recordação de viagem à ilha de Santa Helena feita há mais de um século! E qual a sua cor? Verde! E mais: seu desenho coincidia com os dos retratos do quarto de Napoleão feitos à época! De fato, experimentos posteriores revelaram altíssimos índices de arsênio na composição do papel! Era o verde de Scheele! Impressionante, não?

Mistério resolvido, certo? Mais ou menos… O Dr. Jones e outros especialistas acreditam que Napoleão morreu mesmo de câncer no estômago, mas que essa doença pode muito bem ter se iniciado pela ação do arsênio, ou que, no mínimo, o arsênio intensificou seus efeitos, matando Napoleão Bonaparte de modo lento e sofrido. Morto por um papel de parede.

Perguntas

1-) Segundo as informações do texto acima e seus conhecimentos de Química fundamental, a única afirmação verdadeira é:

a) Não há dúvidas, Napoleão morreu única e exclusivamente pela ação do arsênio em seu organismo.
b) A ação tóxica do arsênio é advinda, basicamente, da sua forma metálica.
c) Parece evidente que o clima da ilha de Santa Helena foi um fator fundamental para a morte de Napoleão nos 6 anos em que ali morou.
d) No teste de Marsh, pode-se afirmar que o arsênio passa por um processo de oxidação na reação que leva à formação do anel metálico.

2-) Em uma das análises dos fios de cabelo de Napoleão feita em 1990, determinaram-se diferentes valores de concentração para o arsênio de 51 ppm, 3 ppm e 24 ppm, em um período de 6 meses de seu exílio em Santa Helena. Explique de que modo essas variações podem se relacionar aos dados do gráfico abaixo.

Gráfico: Dados sobre umidade e índices de pluviosidade médios na Ilha de Santa Helena durante um ano.
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3-) O perigo da ação do arsênio está na sua capacidade de mimetizar o fósforo. Explique essa capacidade em função das características atômicas desses elementos químicos. Além dos cabelos, em que outra parte do corpo humano o arsênio provavelmente deve se acumular? Explique.

Respostas

1-) Alternativa C. A umidade da Ilha de Santa Helena favoreceu a formação do mofo que levou à formação do composto trimetil arsênio, de alta toxicidade, que foi inalado por Napoleão durante praticamente toda sua estada no exílio, até sua morte.

2-) Fica nítido pela avaliação do gráfico que a umidade na Ilha de Santa Helena é alta durante quase todo o ano, menos no período de outubro a dezembro, provavelmente um período de menor atividade dos fungos (mofo) e, por consequência, menor produção de trimetil arsênio, levando a índices menores (3 ppm) de intoxicação por arsênio. O período em questão pode ser de julho a dezembro, sendo o mês de julho o mês mais úmido o que levaria ao maior teor de arsênio encontrado (51 ppm).

3-) O arsênio e o fósforo são elementos representativos pertencentes ao mesmo grupo da Tabela Periódica (grupo 15). Assim, como os dois apresentam 5 elétrons em suas camadas de valência, possuem propriedades químicas semelhantes. Assim, é esperado que o organismo “confunda” esses dois elementos. É sabido que o fósforo é um elemento fundamental na formação dos nossos ossos; assim, é de se esperar que o arsênio apareça na composição dos ossos de uma pessoa por ele envenenada ao longo de tanto tempo, o que, como tudo indica, teria ocorrido com Napoleão.

Escrito pelos autores Emiliano Chemello, Luís Fernando Pereira Patrícia Proti. Todos são autores, juntamente com Alberto Ciscato, da coleção QUÍMICA, da Editora Moderna, inscrita no PNLD 2018.

Emiliano Chemello é Licenciado em Química e Mestre em Ciência e Engenharia de Materiais pela UCS. Professor de química no Ensino Médio e cursos Pré-Vestibulares.

Luís Fernando Pereira é químico industrial formado e licenciado pela USP. Leciona no Curso Intergraus desde 1995. É o químico consultor do programa Bem Estar, da Rede Globo.

Patrícia Proti é bacharel e licenciada em Química pelo IQ-USP. Bolsista FAPESP de Iniciação Científica e Doutorado Direto com projetos desenvolvidos no Laboratório de Química de Peptídeos do IQ-USP. Atualmente leciona na Escola Móbile e no Cursinho Intergraus.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Revista Chemmatters, American Chemical Society . Edições de dezembro de 1998 e dezembro de 2005.

EMSLEY, J. The elements of murder: a history of poison. Oxford University Press, 2005.

CHANG, R., GOLDSBY, K. Química. 11. Ed. – Porto Alegre: AMGH, 2013.

Devemos nos preocupar com os teores de sódio nas águas minerais?

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Com frequência são publicados artigos alertando para o teor de sódio nas águas minerais. Veja alguns exemplos:

HASEN, C. Saiba como escolher a água mineral mais saudável. Jornal Zero Hora, 27/12/2013.

CERON, L. P. A polêmica do sódio na água mineral. Revista TAE, 03/10/2014.

AL’HANATI, Y. Sódio na água atrapalha dieta. Gazeta do Povo, 27/04/2014.

Note que, segundo dados dos artigos, as diferenças entre os valores das concentrações de sódio ultrapassam 3000%! Mas será que essa enorme diferença é mesmo relevante no que diz respeito à nossa saúde? A seguir, sob esse interessante contexto, propomos uma atividade que tem como foco trabalhar o importante conceito da concentração do soluto em uma solução.

Construindo o conceito de “concentração” para o teor de sódio

A problematização pode ser iniciada com a leitura de uma das reportagens citadas. Nelas são informadas as concentrações de sódio em diferentes marcas de água mineral. Por uma questão de uniformização, praticamente todas as marcas indicam a concentração de sódio em mg/L. Esta informação pode ser utilizada para introduzir o conceito de concentração. Por exemplo, pode-se perguntar aos alunos:

“Em uma garrafa de 500 mL de água mineral consta que há 16 mg/L de sódio. É correto dizer que nesta garrafa há 16 mg de sódio? Justifique.”

Ao responder esta pergunta, o aluno poderá demonstrar se entendeu ou não o que de fato significa 16 mg/L: o valor da massa de sódio (soluto) presente em um certo volume de solução (água mineral). Espera-se que os alunos consigam perceber que, como 500 mL correspondem à metade de 1 L (1.000 mL), a massa de sódio presente na garrafa será também a metade, ou seja, 8 mg. Para reforçar as diversas relações possíveis, pode-se pedir para os alunos completarem a tabela ao lado que permitirá exercitar a visualização das proporções existentes entre massa de soluto (no caso, sódio) e volume de solução (no caso, água mineral) de uma água mineral com concentração de sódio igual a 16 mg/L. Os valores em rosa são as respostas desejadas.

Para finalizar esta etapa, peça aos alunos para completar a tabela abaixo com as concentrações de sódio presentes nas 5 amostras e indicar quais delas pertencem à mesma marca de água mineral. Novamente, os valores em rosa são as respostas desejadas.

volume sódio

Provavelmente os alunos terão dificuldades na conversão de unidades de medida de massa e volume. Você pode relembrá-los destas conversões utilizando os esquemas abaixo:

CISCATO, PEREIRA e CHEMELLO. QUÍMICA. Volume 1, Capítulo 1:
Introdução ao estudo da química, p. 36.

Após os cálculos, espera-se que os alunos cheguem à conclusão de que as amostras II e III são da mesma marca, pois os valores de concentração de sódio são iguais.

Analisando a magnitude da concentração de sódio nas diferentes águas minerais

Conforme se pode verificar nas reportagens citadas no início, há uma variação muito grande na concentração de sódio nas amostras de água mineral analisadas. Essas diferenças nas concentrações, contudo, serão relevantes no que diz respeito à quantidade de sódio que devemos ingerir diariamente, como inclusive muitas propagandas nos levam a pensar?

Para responder a esta pergunta, você pode conduzir os alunos a pesquisarem sobre:

1. A massa diária de sódio que a OMS (Organização Mundial da Saúde) recomenda consumir.

A OMS sugere uma ingestão diária máxima de 2 g de sódio (WHO, 2012).

3. O volume mínimo de água mineral da marca com maior concentração de sódio que uma pessoa, teoricamente, deveria consumir para atingir a massa de sódio diária recomendada pela OMS.

Um simples cálculo de proporção pode estimar o volume. Considerando a marca cuja concentração de sódio é de aproximadamente 100 mg/L, temos:
100 mg sódio ————— 1 L
Água mineral 2.000 mg ——————— X
X = 20 L
Obviamente, é praticamente impossível, e nem é recomendado, que esse volume seja consumido por uma pessoa em um dia.

4. Admitindo um consumo diário de 2 L de água, qual percentual da massa de sódio diária recomendada pela OMS uma pessoa conseguiria obter se optasse exclusivamente pela marca com maior concentração de sódio?

Considerando novamente a marca cuja concentração de sódio é de, aproximadamente, 100 mg/L, temos:

2.000 mg sódio ————- 100 %

200 mg sódio —————- X

X = 10 %.

Após os alunos analisarem os resultados, peça para que eles se posicionem sobre a seguinte pergunta.

É preciso se preocupar com as altas variações de concentração de sódio nas marcas de água mineral analisadas?

Espera-se, em um debate mediado pelo professor, que os alunos concluam que, apesar da grande variação, o teor de sódio neste tipo de produto é sempre muito baixo em relação ao consumo indicado por dia, e pode representar, considerando-se a ingestão de 2 L de água mineral por dia, na pior das hipóteses, apenas 10 % da massa de sódio diária recomenda pela OMS.

O que o excesso de sódio causa em nosso corpo? Como saber o teor de sódio em outros alimentos?

É de conhecimento geral que não se deve exagerar no consumo de sal de cozinha, pois ele prejudica nossa saúde. Mas por quê? Para despertar a curiosidade dos alunos, recomenda-se o vídeo abaixo, em que o Dr. Dráuzio Varela expõe alguns fatos importantes:

Em seguida, pode-se pedir para que os alunos identifiquem em suas casas o teor de sódio presente nos alimentos. Além disso, solicite que eles façam uma tabela com todos os alimentos consumidos por eles num dia, a quantidade consumida e o teor de sódio presente em cada um. Veja um exemplo de tabela.

TACO - sódio

Provavelmente alguns alimentos consumidos não terão rótulo, pois não são industrializados, como uma maçã. Para estes, recomenda-se consultar a tabela TACO – Tabela Brasileira de Composição de Alimentos. O professor pode ajudar nas conversões de quantidade, pois esta tabela fornece as informações nutricionais de 100 g do alimento. Destaque aos alunos que a variação de sódio nos alimentos pode ser muito grande. Chame a atenção para a informação VD% (valor diário), conforme ilustração a seguir:

Esta informação indica qual porcentagem do valor diário daquele componente você está obtendo ao consumir uma porção do alimento. Somando-se os valores obtidos pode-se estimar se a pessoa está ingerindo sódio suficiente, ou se até mesmo está ingerindo sódio em excesso (problema mais comum no Brasil). Dados de pesquisas (SARNO et al, 2013) mostram que a quantidade diária de sódio consumida em média pelos brasileiros entre no período 05/2008 e 05/2009 foi de 4,7 g em uma dieta de 2.000 kcal, valor quase duas vezes e meia maior que o recomendado pela OMS.

Note os ganhos de uma atividade como essa:

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Ganho informativo sobre um importante fator que interfere diretamente em nossa saúde: o consumo de sódio
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Consciência cidadã para que o aluno possa interferir no meio, deixando de ser presa fácil de propagandas enganosas no que se refere ao comércio de águas minerais e sais de cozinha que, supostamente, são milagrosos e curam todos os tipos de doenças
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Ganho na questão do empoderamento do aluno, que deixa a posição de passividade e passa a ser agente ativo na construção do conhecimento; conhecimento esse, aliás, de importância indubitavelmente relevante em sua vida
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A compreensão do conceito de concentração, tão importante e frequentemente transformado em mera aplicação de fórmulas que, para o aluno, não fazem o menor sentido e não levam a um aprendizado significativo, além de não gerar nenhum ganho real na formação de um cidadão pleno.

Trabalhos como esse fazem toda a diferença! Teste e comprove!

Escrito pelos autores Emiliano Chemello Luís Fernando Pereira. Ambos são coautores, juntamente com Alberto Ciscato, da coleção QUÍMICA, da Editora Moderna.

Emiliano Chemello é Licenciado em Química e Mestre em Ciência e Engenharia de Materiais pela UCS. Professor de química no Ensino Médio e cursos Pré-Vestibulares.

Luís Fernando Pereira é químico industrial formado e licenciado pela USP. Leciona no Curso Intergraus desde 1995. É o químico consultor do programa Bem Estar, da Rede Globo.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

SARNO, F. et al. Estimativa de consumo de sódio pela população brasileira, 2008-2009. Rev Saúde Pública 2013;47(3):571-8. Disponível em: http://www.scielo.br/pdf/rsp/v47n3/0034-8910-rsp-47-03-0571.pdf

WHO. Guideline: Sodium intake for adults and children. Geneva, World Health Organization (WHO), 2012. Disponível em: http://www.who.int/nutrition/publications/guidelines/sodium_intake_printversion.pdf

Química: jogando com os equilíbrios

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“O desenvolvimento de estratégias modernas e simples, utilizando laboratórios, sistemas multimídia e outros recursos didáticos diversos, é recomendado para dinamizar o processo de aprendizagem em Química (…). Vários autores têm apresentado trabalhos com jogos e destacado sua eficiência ao despertar interesse nos alunos. Tal interesse advém da diversão proporcionada pelos jogos e tem efeito positivo no aspecto disciplinar.” (SOARES, OKUMURA e CAVALHEIRO, 2003).

A proposta

Este artigo propõe um jogo didático adaptado e ampliado a partir do excelente trabalho original dos colegas Márlon Soares, Fabiano Okumura e Éder Cavalheiro. Os leitores que acompanham nossos artigos certamente notaram nossa preocupação em sugerir propostas que possibilitem a redução da carga das maçantes aulas de “Química de lousa” e substituí-las por atividades alternativas, como o jogo aqui apresentado.

A ideia é simples, mas bastante profícua: usar bolas de isopor distribuídas em dois conjuntos, A e B, que trocam unidades entre si. A execução da atividade levará à montagem de uma tabela (que mostrará o número de bolinhas em cada conjunto e em função do tempo de jogo) associada à construção de gráficos análogos àqueles utilizados no estudo dos equilíbrios químicos.

O material necessário

  • 50 pequenas bolinhas de isopor por grupo (20 para cada grupo e mais 10 que ficarão com o professor);
  • 1 caixa de sapatos ou semelhante (quanto maior a caixa, melhor para a execução da atividade). Bem no centro, deve-se pintar o sinal da dupla seta de equilíbrio e as letras A e B, conforme a imagem.
  • Papel e caneta para anotação das informações.
  • Relógio e apito para o professor.

O procedimento

Dentro da caixa, um dos lados receberá as bolinhas do conjunto A, que representará as partículas-reagente; do outro, o conjunto B: as partículas-produto.

Inicialmente, prepara-se o conjunto A com todas as 20 bolinhas de isopor, enquanto o conjunto B fica vazio. O início do jogo se dá com um primeiro apito soado pelo professor. O segundo apito, 5 segundos depois, sinaliza que deve ser feito o transporte da primeira bolinha de A para B. A cada apito simples (sugerimos o intervalo fixo de 5 segundos) uma nova transferência se repete.

Depois de algum tempo, o professor deverá emitir uma única vez um apito duplo; a partir dele, a cada novo apito simples os alunos devem ser instruídos a continuar transferindo uma bolinha de A para B, mas, simultaneamente, também transferir outra bolinha de B para A. Sugerimos um total de 24 transferências. O grupo deverá definir dois alunos para fazer as transferências (um de A para B e o outro de B para A) e organizar as bolinhas em cada um de seus respectivos lados na caixa, enquanto os demais integrantes anotam os resultados em uma tabela como a que segue:

Sugerimos que o procedimento seja executado três vezes, mudando-se apenas o momento do apito duplo – preferencialmente, um apito-duplo logo nos primeiros momentos, outro por volta do meio da atividade e, por último, um apito duplo mais para o final, de modo que os alunos obtenham gráficos distintos que poderão ser, na discussão dos resultados, relacionados a diferentes valores de constantes de equilíbrio, bem como sua relação com o rendimento de uma reação química.

Os resultados

A atividade gerará três tabelas. Em seguida, os grupos devem usar esses dados para construir três gráficos (eixo x = tempo; eixo y = quantidade de bolinhas dos conjuntos A e B). Cada gráfico deverá mostrar duas “curvas”: uma relativa às partículas-reagente (conjunto A) e outra às partículas-produto (conjunto B). Note no gráfico ao lado a semelhança que deverá ser estabelecida com os clássicos gráficos que representam equilíbrios químicos:

Observe que a partir da atividade os alunos deverão construir naturalmente a percepção das características fundamentais de um equilíbrio químico, normalmente tão difíceis de serem transmitidas por meio de aulas tradicionais. Acompanhe:

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O equilíbrio é dinâmico, fato que poderá ser facilmente associado ao movimento simultâneo das bolinhas de A para B e de B para A, pós-apito duplo.
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Depois de atingido o equilíbrio (apito duplo), as taxas (rapidez) das reações direta e inversa são claramente iguais – para cada bola que vai de A para B, simultaneamente há outra que vai de B para A.
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As concentrações de reagentes e de produtos não se alteram depois de atingido o equilíbrio (número de unidades em cada conjunto, A e B, não se altera).

Por último, utiliza-se o valor do quociente NB/NA como fator de introdução ao conceito de constante de equilíbrio. Nas três tabelas construídas com os resultados experimentais, os valores NB/NA variam com o tempo até que, em dado momento, passam a ser constantes. Esses valores, agora constantes, permitem uma clara analogia com a constante de equilíbrio. Em cada uma das três situações deverá ficar evidenciada a relação entre o valor numérico da constante de equilíbrio e a predominância de reagentes ou produtos em um sistema que atingiu o equilíbrio químico, desmistificando a concepção errônea e bastante comum entre os alunos de que o equilíbrio somente é atingido quando a quantidade de reagente(s) é igual à de produto(s) – provavelmente um problema gerado pelo uso do termo equilíbrio, que pode induzir o aluno a considerar que “um sistema equilibrado” é aquele com mesmas quantidades de reagentes e produtos, conceito incorreto que é facilmente derrubado pela execução desta atividade.

O deslocamento de equilíbrio

Sugerimos que em uma das três atividades (com apito-duplo na 16° transferência, veja tabela abaixo), depois de terminada a construção da tabela, o professor pegue 10 bolas extras e coloque-as todas no conjunto A (simulação da adição de mais reagente a um sistema em equilíbrio). Passe então o apito para um aluno, instruindo-o a assoprá-lo de 5 em 5 segundos. A cada apito simples, o professor, observado pelos alunos, deverá passar uma bola de A para B até que, a partir de determinado momento, ele passa a transportar uma bola de A para B e outra de B para A, simultaneamente. Enquanto isso, os alunos deverão observar e complementar a tabela.

IMPORTANTE: o professor deverá calcular o “instante do novo equilíbrio” de modo que o quociente NB/NA volte a ser o mesmo de antes! Acompanhe abaixo uma sugestão que pode ser seguida com ótimos resultados.

Observe o enorme ganho dessa atividade como introdução ao Princípio de Le Chatelier. A adição de mais reagente leva, claramente, a uma nova situação de equilíbrio onde parte do que foi adicionado, foi consumido – das 10 bolinhas adicionadas, somente 8 foram “consumidas”. Assim, constrói-se naturalmente a percepção de que o equilíbrio se desloca perante uma perturbação externa, mas não volta à composição original! Todo professor sabe a dificuldade que é trabalhar esse conceito em sala de aula – veja, portanto, o grande valor desse jogo didático. O aluno também notará de modo concreto que houve formação de mais produto (as bolinhas-produto passam de 16 para 24) – uma clara referência àquilo que se convencionou chamar de “deslocamento para a direita” -, até que o quociente volte a valer 4 (a constante de equilíbrio!). Ao construir o gráfico referente a esse deslocamento, deverá decorrer de modo bastante natural o significado da expressão “deslocamento de equilíbrio” e o fato da constante de equilíbrio permanecer a mesma, abrindo as portas para o professor discutir outras perturbações que podem ocorrer sobre um sistema em equilíbrio, visto que o aluno terá construído de forma bastante sólida o conceito fundamental necessário para tal.

As limitações da atividade

Como alertam de forma bastante consciente e importante os colegas Márlon Soares, Fabiano Okumura e Éder Cavalheiro em seu artigo original, é claro que há diferenças entre um sistema químico em equilíbrio e o jogo apresentado, mas nada que comprometa sua utilização; pelo contrário, a discussão das limitações pode e deve se transformar em uma interessante ferramenta para o professor antecipar conclusões precipitadas que eventualmente possam surgir e orientar o aluno no caminho da conclusão adequada.

Para isso, é importante que o professor faça a mediação de um debate em que, além dos resultados, algumas limitações sejam discutidas:

o desenrolar de uma reação química é aproximadamente constante (com perda de rapidez ao longo do tempo), e não acontece de 5 em 5 segundos;

a reação inversa ocorre desde o início, e não apenas a partir de um certo momento (apito-duplo);

os gráficos obtidos a partir do experimento são formados por retas, enquanto os de equilíbrio químico são curvos;

é importante discutir o fato deste modelo tratar as unidades dos conjuntos como estando em lados opostos do recipiente. Portanto, deve-se tomar especial cuidado em não se reforçar a ideia de um suposto equilíbrio existente em dois compartimentos distintos – isso deve ficar claro no momento da transposição didática e ser um dos principais focos de discussão no debate.

No entanto, note que essas limitações podem ser discutidas e até mesmo aproveitadas no debate para a elaboração do conceito de modelo em Ciências e sua constante evolução. É importante que o professor discuta com os alunos as limitações de todos os modelos e analogias, antecipando seus aspectos “negativos” e, assim, corrigindo a rota quando necessário. Em nossa experiência, podemos afirmar que há muito a ganhar e praticamente nada a perder. E então, vamos jogar?

Escrito pelos autores Emiliano Chemello Luís Fernando Pereira. Ambos são coautores, juntamente com Alberto Ciscato, da coleção QUÍMICA, da Editora Moderna.

Emiliano Chemello é Licenciado em Química e Mestre em Ciência e Engenharia de Materiais pela UCS. Professor de química no Ensino Médio e cursos Pré-Vestibulares.

Luís Fernando Pereira é químico industrial formado e licenciado pela USP. Leciona no Curso Intergraus desde 1995. É o químico consultor do programa Bem Estar, da Rede Globo.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

SOARES, M. H. F. B.; OKUMURA, F.; CAVALHEIRO, E. T. G. Proposta de um Jogo Didático para Ensino do Conceito de Equilíbrio Químico. QNEsc, nº 18, Novembro 2003. Disponível em http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc18/A03.PDF