Autoria: Alberto Federman Neto, AFNTECH.
Revisto e Ampliado em 27 de Julho de 2023.
1. INTRODUÇÃO E HISTÓRIA:
Neste artigo, descrevo como recolher gases e a preparação de vários gases em laboratório, por métodos fáceis, modernos e simples:
Oxigênio , Hidrogênio, Gás Carbônico, Gás Sulfuroso, Nitrogênio, Amônia Gasosa, Gás Sulfídrico, Gás Clorídrico, Monóxido de Carbono, Óxidos de Nitrogênio, Cloro Gás etc…
Além disso, quando pertinente (por gostar de História da Ciência) reporto os aspectos históricos e clássicos desses gases e suas preparações antigas e/ou originais.
O Médico, Filósofo Natural e Alquimista Belgo-Holandês, Flamengo, Jan Baptiste Van Helmont, Link 1, ao estudar o “Espírito Silvestre“, “Espírito Selvagem“, Gás Carbônico, postulou a existência de substâncias, na época “corpos”, sutis e intangíveis, semelhantes ao ar, e os chamou “gases”. Vários Artigos sobre a Assunto. VAN KLOOSTER, H.S. J. Chem. Educ., 24, 319 (1947). Van Helmont foi o primeiro observador do gás carbônico, descobriu que plantas o emitiam e também descobriu a Fotossíntese.
Por causa da Inquisição, Van Helmont quase não publicava. A Obra de Van Helmont inclusive sobre os gases, foi em grande parte coletada, e publicada por seu filho, o também Alquimista Franciscus Mercurius Van Helmont. VAN HELMONT, J.B.; VAN HELMONT, F.M. (Coletor); ELZEVIRIUM, L. (Editor), “Ortus Medicinae.“, Amsterdam, Holanda, Págs 107, 114…. etc… (1648). Edição de 1668. De 1667. Outras Edições, Tradução para o Francês: VAN HELMONT, J.B.; LE CONTE, J. (Tradutor); HUGUETAN, J.A.; BARBIER, G. (Editores) “Les Ouvres de Jean Baptiste Van Helmont.” Lyon, França, Págs.: 71, 89, 90, 93, 96, 99, 100, 101, 116, 117, 192, 193, 359, 360 etc… (1670).
O fato ocorreria bem antes de 1648, data Oficial, data da publicação das obras, feita por seu filho, pois Van Helmont faleceria em 1644)…
Van Helmont inventou um aparelho, a “Cuba D’Agua“, “Cuba de Van Helmont” para recolher os gases. Por isso, Van Helmont é chamado o “Pai da Química Pneumática“.
Robert Boyle se interessou pelas ideias de Van Helmont e começou a recolher e estudar gases. CLERICUZIO, A. Brit. J. Hist. Scienc. 26, 303 (1993). Isso levaria às famosas “Leis dos Gases“. BOYLE, R. ; HALL, H. (Editor), “New Experiments Physical Mechanical, Touching the Spring of the Air.” Oxford, Inglaterra (1662). Edição de 1660.
A “Cuba de Van Helmont” para recolher gases, foi aperfeiçoada por vários Cientistas: O Irlandês Robert Boyle, Joseph Black (nascido na França, mas de Nacionalidade Escocesa), e principalmente, pelo Ingleses Henry Cavendish e Joseph Priestley, resultando na “Cuba Hidropneumática“. Link 2. Do Botânico e Químico Inglês Stephen Hales. HALES, S.; INNYS, W.; INNYS, J. (Editores), NEWTON, I. (Impressão na Royal Society) “Statical Essays.“, Londres, Inglaterra, Págs 159-167 (1727) . Lavoisier a utilizava.
Veja CHAMIZO, J.A. Educ. Quím. México, 32, 99 (2021). Veja por exemplo, esta Figura, na Obra: PRIESTLEY, J.; JOHNSON, J. (Editor), “Experiments and Observations on Different Kinds of Air.” Londres, Inglaterra (1774).
2. RECOLHER GASES:
Usa-se uma vidraria moderna, inspirada na “Cuba D’Água de Van Helmont“. Uma representação antiga desse aparelho. Um esquema simplificado [FEDERMAN NETO, A. (2022)]:
Quando o gás é solúvel em água, nos tempos antigos, usava-se o mercúrio, agora não mais (pois é muito tóxico e caro). Pode-se usar óleo de silicone (caro), óleo mineral (vaselina líquida) ou mesmo óleo vegetal. Óleo comum, de soja, (eu já usei).
Essa vidraria tipo Van Helmont moderna, é muito usada para fazer gases nos laboratórios químicos, 51, 52, 53, 54, 55, 56, 57, 58, 59, 105.
E pode ser improvisada usando garrafas e mangueiras de borracha, silicone ou plásticas.
3. OBTER GASES EM PEQUENA QUANTIDADE:
Muitas vezes, queremos apenas observar a formação do gás, e fazer uma ou duas reações com eles. Basta gerar o gás, em um frasco. Ele ficará sobre a mistura reacional, separado desta.
O frasco considerado ideal para isso, é o balão de fundo chato. Item 5, neste Artigo, Mas eu gosto de usar um vaso cilíndrico e alto, de vidro, Item 2, neste Artigo, tampado com um vidro de relógio grande.
4. OBTER SEMPRE O MESMO GÁS:
Se você usa sempre, ou todo o dia o mesmo gás, exemplo, só gás carbônico, só gás sulfídrico etc…
Os Aparelhos de Kipp eram considerados obsoletos, mas voltaram a ser usados nos últimos anos, devido a sua praticidade para quem gera e usa sempre o mesmo gás.
Eles são achados no mercado Nacional. Brasileiro: Links 78, 79, 80, 81 .
Porque é prático. Sendo sempre o mesmo gás que você usa, o aparelho já fica montado.
Como o que ilustra o início deste artigo. Para a História do Aparelho de Kipp, veja Item 6, neste meu Artigo.
5. PREPARAR OS GASES. MÉTODOS PRÁTICOS E MODERNOS.
5A) Oxigênio:
Aos tempos de sua descoberta e estudo (Scheele, Lavoisier, Boyle, Priestly, Cavendish etc…), o oxigênio era preparado em laboratório, pela pirólise seca do óxido de mercúrio (II). Scheele também o obteve pela pirólise do óxido de manganês.
Também foram usados os óxidos de prata, ferro, estanho e os peróxidos de bário, cálcio, lítio e zinco.
Até os anos 50-80, muitos usavam a reação de decomposição térmica do clorato de potássio, puro ou misturado com uma quantidade catalítica de dióxido de manganês. Links: 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10. 12. 48, 50 ,
O clorato de potássio e sua decomposição foram descobertos pelo Químico Francês Pierre Eugène Marcellin Berthelot . BERTHELOT, M.; HAKE. C.N.; Mac NAB, W. (Tradutores), MURRAY, J. (Editor) “Explosives and Their Power.” Londres, Inglaterra (1892). Mas foi estudada por muitos Químicos.
Ocorre que é uma reação difícil e perigosa. Principalmente sem catalisador de manganês, pode formar perclorato, explosivo ainda mais perigoso.
A maneira mais fácil, moderna e prática de preparar oxigênio em laboratório é a partir da água oxigenada, peróxido de hidrogênio. Que é comercial, e não poluente. É vendida em várias concentrações: de 3 % a 50 %, água oxigenada 10, 20, 30, 100, 130, ou 200 volumes. As de 10 e 20 Volumes são achadas até nas farmácias.
Por exemplo, 100 ml de peróxido de hidrogênio 100 volumes produzirão 10 litros de oxigênio! Os métodos antigos usando cloratos ou óxido de mercúrio, não compensam!
Para preparar, coloque a água oxigenada em um aparelho montado como indicado no esquema do Item 2, ou do Item 3. Aquecer ou adicionar o reagente ou catalisador.
A decomposição pode ser efetuada simplesmente aquecendo um pouco, ou através da adição de catalisadores: dióxido de manganês, links 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20. 35. 39. 41, 49. 61.
2 H2O2 = 2 H2O + O2
Outros catalisadores e/ou reagentes que podem ser usados: Permanganato de potássio, link 37, muitos links, dicromato de potássio, sais de cobalto, link 31, 32, sais e óxidos de níquel, ferro (III), link 30, 40, sais de cromo (III) e ferro (II), link 33, 34, iodeto de potássio, link 36, 38, 43, platina, sais de cobre, outros óxidos de metais de transição. muitos outros reagentes. metais e óxidos de metal, link 27 . 63. Mesmo sal comum, cloreto de sódio.
Mesmo materiais biológicos: amido, link 29, batata , link 21, 42, ou rabanete (que contém enzimas, catalases), link 22, fragmentos de fígado , sangue, saliva etc… que fazem a decomposição.
Mesmo sem catalisador nenhum, simplesmente alcalinizando com hidróxido de sódio. Links: 23, 24, 25, 26, 27, 28,
Assim resumindo, oxigênio é preparado de maneira bem mais prática (quando comparado ao método antigo do clorato de potássio) a partir de água oxigenada, aquecendo, alcalinizando, ou reagindo com catalisadores, nos aparelhos mostrados nos Itens 2 e 3.
5B) Hidrogênio:
O Hidrogênio já havia sido observado por vários Alquimistas e Químicos antigos, ao tratar metais ou minérios metálicos, com ácidos. Por exemplo, por Paracelso, Glauber, Schobein Scheele, etc.. Links: 64, 65, 66, 67.
Em 1671, o Químico Irlandês Robert Boyle estudou sistematicamente a reação entre o ferro metálico e ácidos, formando o gás hidrogênio, que ele supunha, fosse um “tipo de ar”… “Ar Inflamável”. Ele o reconheceu como um gás muito leve e inflamável… BOYLE, R.; MORE, H. (Coletor e Comentarista); DAVIS, R. (Editor), “Tract Written by the Honorable Robert Boyle, Containing New Experiments, Touching the Relation Between Flame and Air…” Londres, Inglaterra (1672). BOYLE, R. Phil. Trans. Roy. Soc. London, 7, 5156 (1672).
Somente em 1766, o Filósofo Natural e Químico Inglês (mas nascido na França) Henry Cavendish caracterizou o “Ar Inflamável” como um “corpo simples”. CAVENDISH, H. Phil. Trans. Roy. Soc. London, 56, 141 (1766). CAVENDISH, H. “The Scientific Papers of Honorable Henry Cavendish.” Coletânea Publicada pela Cambridge Library, Cambridge, Inglaterra, Pág. 77, (2011).
O nome “hidrogênio” , gerador de água, foi dado pelo Químico Francês Antoine Laurent de Lavoisier, ao fazer a síntese da água pela combustão do hidrogênio. Isso mostrou que o hidrogênio era um elemento químico, mas Cavendish inicialmente discordava, pois interpretava os resultados em termos de “Flogisto“, pensava que o “ar Inflamável” era Flogisto puro.
BERTHELOT, M. “Notice Historique sur Lavoisier.” Tipografia Firmin Didot et Cie, Paris, França, Págs 40-45 e outras (1889) . LAVOISIER, A.L. “Oevres de Lavoisier. Memoires de Lavoisier, Sur La Nature de L’Eau“, Gráfica Imprimerie Imperialle Paris, França (1862). Link 68, 69, 70. BROICH, F. “Hydrogen, the HIstory of It’s Discovery.” Alemanha (1980). SOLOVEICHIK, S. J. Chem. Educ. 39, 644 (1962).
Após 1787, o próprio Cavendish, baseado em interpretações de seu trabalho e de outros, também renunciaria ao Flogisto.
Pela reação entre metais e ácidos, Químicos antigos acreditavam que primeiro o hidrogênio se formava monoatômico, [H], “Hidrogênio Nascente” Só hidrogênio nascente era redutor.
O conceito era aceito intuitivo, entre os Químicos antigos, e foi popularizado durante o século XIX pelo Químico Inglês Alexander William Willianson (o mesmo da síntese do éteres, na Química Orgânica) e pelo Francês Richard Franchot. WILLIANSON, A.W. “Chemistry For Students.“, Editora MacMillan and Co., Oxford, Inglaterra, Págs.: 139, 154, 173, 292, 396, 396, 404, 409 (1868). FRANCHOT, R. J. Phys. Chem. 1, 75 (1896).
A ideia do Hidrogênio nascente era controversa, e não era bem aceita por todos os Químicos. TOMMASI, D. J. Phys. Chem. 1, 555 (1897). TOMMASI, D. Analyst 4, 204 (1879).
Era muito combatida desde o século XIX, e foi criticada pelo Químico Francês Marcellin Pierre Eugène Berthelot . BERTHELOT, M. Ann. Chim. Phys. 18, 5 (1869). JENSEN, W.B. Bull. Hist. Chem. 6, 26 (1990). E já era ideia bem negada, antes da metade do século XX. HALL, W.T. J. Chem. Educ. 19, 597 (1942). REEDY, J.H.; BIGGERS, E.D. J. Chem. Educ. 19, 403 (1942).
Mas curiosamente, ainda é aceita e divulgada, principalmente entre os Químicos especialistas em corrosão ou ciência de materiais! MESSER, B. Et Al. Nace CORROSION Conference (2008). Aceitação moderna da Hipótese do Hidrogênio Nascente. Links: 71, 72, 73. 74. 75. Apenas alguns exemplos bem recentes…. WANG, W.; NIU, J.; YANG, Z. J. Hazard. Mat. 389, 121912 (2020). E veja link 76. E SILVA, P.S.; ROSA, M.F. Rev. Bras. Ens. Cienc. Tecnol. 6, 1 (2013).
Método Fácil e Prático para fazer Hidrogênio por Via Química.
Pode-se preparar em laboratório, nos aparelhos que descrevi nos Itens 2 e 3, tratando metais eletropositivos ou relativamente eletropositivos, como magnésio, alumínio, estanho, zinco, ferro, e ácido clorídrico ou sulfúrico diluído ou concentrado, a frio ou a a quente.
Alumínio ou zinco em meio básico, com hidróxido de sódio, pode ser usado, mas é bem menos prático. Mas eu usei a reação, não para fazer hidrogênio e sim, para preparar o aluminato de sódio. Veja Item 5, neste Artigo.
Há muitos links e vídeos disso, preparar hidrogênio, em número demasiado grande para serem citados aqui, mas basta fazer uma busca na Internet.
Por experiência própria minha, caso você use o ferro, o ácido clorídrico é muito melhor. O ataque ao metal é muito lento, se você usar ácido sulfúrico.
5C) Gás Carbônico, Dióxido de Carbono:
Outro gás que os Alquimistas conheciam. Se formava na combustão de vários materiais.
Van Helmont (Loc Cit.) foi o primeiro a reconhecer que os seres vivos, na respiração, exalam gás carbônico, e o mesmo gás era produzido pela queima de materiais. O chamava “Espírito Silvestre” ou “Gás Silvestre” PORTO, P.A. Quím. Nova, 26, 141 (2003). Links: 74, 75.
Mas o gás carbônico, “Ar Fixo“, só foi sistematicamente estudado pelo Médico e Químico Escocês (mas nascido na França) Joseph Black. Por isso, Black é considerado oficialmente o descobridor. 76.
Ele também havia descoberto que a Atmosfera era composta por “Duas Espécies de Ar“, PALTER, T. Bull. Hist. Chem. 15, 15 (1994). GUERLAC, H. Isis, 48, 433 (1957). Mas não associou o seu “Ar Fixo“, ao gás carbônico atmosférico. DONOVAN, A. Isis, 67, 217 (1976).
Em sua origem, Black também era Flogista, mas achava o Flogisto leve e sem massa. Mas converteu-se em anti Flogista. Enunciando o “Calórico” de Lavoisier. 81. 82. 83. 84.
Black havia preparado o gás carbônico pela combustão, e também pela calcinação ou reação da “Magnésia”, carbonato de magnésio, e ácidos. BLACK, J.; GOODIE, J. ( Professor e Orientador) “Dissertatio Medica Inauguralis de Humore a Cibis Orto et Magnesia Alba.” Tradução automática do Título: “Uma Dissertação Inaugural Sobre a Umidade da Carne e a Magnesia Branca”, Editora Hamilton & Balfour, Edimburgo, Escócia (1754). Link 77. BLACK, J.; GOODIE, J. (Professor e Orientador); CREECH, W. (Coletor e Revisor), “Experiments Upon Magnesia Alba…..” Edimburgo, Escócia (1796). Estendeu seu trabalho a outros carbonatos, como o de cálcio.
Tornou-se muito influente e foi um dos melhores Químicos e Professores de seu tempo, popularizando a Química, com suas palestras.
Preparar Gás Carbônico no Laboratório.
Mais fácil que operar por combustão, é reagir um sal, um carbonato ou bicarbonato, de cálcio, 78, 79. magnésio, sódio ou potássio, 59, ou minerais que contenham carbonatos, como o Calcário, Calcita, a Dolomita ou o Mármore, com vinagre ou ácidos diluídos, (acético, clorídrico, sulfúrico ou nítrico). Há muitos Links e Vídeos.
Também se pode aquecer bicarbonato ou carbonatos de cálcio, bário, magnésio, zinco, sólidos, mas isso é bem menos prático. Exemplo, bicarbonato de sódio ou carbonato de cálcio:
2 NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O
CaCO3 = CaO + CO2
Em procedimentos pouco usuais, e ao meu ver, pouco práticos, se pode reagir bicarbonato de sódio com alimentos ou materiais ácidos, como fermento químico ou gelatina.
Pela disponibilidade no comércio ou no laboratório, eu geralmente uso o bicarbonato de sódio e o ácido muriático (ácido clorídrico industrial). Vídeo 80, Obtém-se grandes quantidades de gás carbônico.
Os aparelhos para recolher o gás, como quase sempre, use os descritos nos Itens 2 e 3.
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O
Outras maneiras de obter gás carbônico. Caso você use muito gás carbônico, pode comprá-lo na forma de um extintor de incêndio simples, ou mesmo comprar gelo seco e coloca-lo em água ou aquece-lo.
5D) Gás Sulfuroso, Anidrido Sulfuroso. Dióxido de Enxôfre:
O enxofre e o gás sulfuroso, SO2, foram observados nos vulcões, em tempos muito antigos, até bíblicos…. KUTNEY. G. “Sulfur: History, Technology, Aplications and Industry.” Editora ChemTec Publishing, Ontario, Canadá, Págs 2-7 (2007).
O gás sulfuroso era conhecido e obtido pelos Alquimistas, Gregos, Bizantinos e depois, Medievais, SCHWARTZ, A.T.; KAUFFMAN, G.B. JH. Chem. Educ. 53, 235 (1976), links: 83, 84, 85, pela queima direta, ao ar, do enxofre elementar. Link 92. Reação mostrada para o enxofre reagente, enxofre em pó:
S8 + 4 O2 = 8 SO2
O enxofre, como substância simples e elemento, foi identificado pelo Alquimista Alemão Hennig Brandt durante seu trabalho na busca da “Pedra Filosofal” que levaria à descoberta do elemento fósforo, 1669, link 86, e isso foi estudado, por Lavoisier, 1777.Link 90.
E o enxofre elementar e as estruturas do dióxido de enxofre e dos outros óxidos do elemento, foram, link 91, confirmadas pelos Químicos Franceses Joseph Louis Gay-Lussac e Louis Jacques Thenard. Link 87. 88. GAY-LUSSAC, J.L.; THENARD, L.J. “Recherches Physico-Chimiques.” Editora De Crapelet, Livraria Deterville, Paris, França, Vol. II, Págs.: 17, 18, 69, 70, 71, 80. 83, 86, 181 etc… (1811). THENARD, L.J. “Traité de Chemie Élémentaire, Théorique et Practique.” Editora Canongette et Compagnie, Bruxelas, Bélgica, 7a. Edição, Vol. 1, Págs.: 219, 264, 265, 266, 281, 352, 362, 458, 484, 487, 488, 507, 530 etc… (1829).
Possivelmente por trabalhar com enxofre menos puro, o Químico Inglês Humphry Davy, discordava sobre a natureza elementar do enxofre e as estruturas dos óxidos. GAY-LUSSAC et THENARD, Ann. Chim. Phys. 153, 301 (1809) .
Gás sulfuroso pode ser obtido em laboratório pela queima do enxofre, pela pirólise seca do sulfeto de zinco ou do sulfeto de ferro (II). Ou pela reação de redução do ácido sulfúrico concentrado com cobre metálico:
H2SO4 + Cu = SO2 + CuO + H2OCuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Mas esses não são os procedimentos mais fáceis. Há métodos bem mais práticos.
É muito mais fácil prepará-lo pela reação entre um sulfito comercial, de preço baixo ou acessível: Metabissulfito de Sódio, Na2S2O5, Bissulfito de Sódio, NaHSO3, ou Sulfito Neutro de Sódio, Na2SO3 e um ácido mineral, comum, como clorídrico ou sulfúrico diluído.
Reações que ocorrem, exemplos:
NaHSO3 + H2SO4 = NaHSO4 + SO2 + H2O
Na2SO3 + 2 HCl = 2 NaCl + SO2 + H2O
Na2S2O5 + 2 H2SO4 = 2 NaHSO4 + H2O + 2 SO2
As reações ocorrem “via” formação de ácido sulfuroso, [H2SO3] , não isolável, e que se dissocia à temperatura ambiente, formando dióxido de enxofre e água. Mas ácido sulfuroso pode ser feito em solução, borbulhando O SO2 em água.
Você pode usar os aparelhos descritos no Itens 4 ou 5, com uma cuba de óleo mineral.
Mas nem precisa de cuba d’água, porque o gás sulfuroso é denso, se acumula na proveta ou frasco, e é solúvel em água. Uma modificação do aparelho para recolher o gás pode ser vista aqui. POUDEL, J. Chemical Note (2020).
O gás pode ser detectado pelo seu odor característico, e porque descora a tintura de iodo. E certos corantes, como a fucsina.
5E) Nitrogênio:
O nitrogênio pode ser extraído do ar, após a remoção do oxigênio e do gás carbõnico.
Mas a maneira mais fácil de preparar nitrogênio puro, no laboratório é pela decomposição térmica de uma mistura de nitrito de sódio e cloreto de amônio, ambos sais comerciais. Links: 86, 87, 88, 89, 90, 91, 92, 93, 94, 95.
NaNO2 + NH4Cl = NH4NO2 + NaCl
NH4NO2 = 2 H2O + N2
A reação é fácil, eu já fiz várias vezes, até em tubos de ensaio. O nitrogênio é suficientemente denso, para se manter no tubo, por algum tempo, sem difundir.
História do Nitrogênio.
Hoje todos nós sabemos… o nitrogênio é o principal constituinte do ar atmosférico… Por essa razão, foi observado por muitos Alquimistas e Químicos Antigos, sem que nada se conhecesse de sua Natureza Química.
De fato o “Ar” foi considerado um dos 4 elementos básicos que compunham a matéria, pelos Alquimistas Árabes.
Também O “Ar” foi formulado como elemento Químico pelo Filósofo Grego Empódocles de Agrigento. Link 96. Essa Hipótese Científica dos “4 Elementos” foi modificada e popularizada por Aristóteles. ARISTÓTELES, “Corpus Aristotelicum.De Generatione et Corruptione.”Tradução Livre do Título: “Corpo Aristotélico. Da Geração e a Corrupção.“. Link 97. MESQUITA, A.P.; MONTEIRO, R. (Divulgador), “Obras Completas de Aristóteles.” Biblioteca dos Autores Clássicos, Universidade de Lisboa, Lisboa, Portugal, Pág 228 etc… (2005).
O gás nitrogênio foi isolado do ar, pelo Físico, Químico e Botânico Escocês Daniel Rutherford que o chamou “Ar Fixo Mefítico” ou “Ar Nocivo”, pois não era respirável, não alimentava a Vida. RUTHERFORD, D.; ROBERTSON, G. (Orientador), “Dissertatio Inauguralis de Aeri Fixo Dicto Aut Mephitico.” Tese de Doutorado em Medicina. Editora Tipografia Balfour & Smellie, Edimburgo, Escócia (1772).
Muitos Químicos antigos se interessaram pela Natureza e a Composição do Ar e dos diversos gases que o compunham. Há muitos links sobre isso (basta fazer uma busca). Dentre esses Cientistas, pode-se destacar Lavoisier, Priestley, Boyle, Scheele etc… Link 101.
Mas a composição correta do ar, contendo Oxigênio e Nitrogênio (“Ar Fixo”), foi estabelecida pelo Filósofo Natural e Cientista Inglês Henry Cavendish . CAVENDISH, H. Phil. Trans. Roy. Soc. London 75, 372 (1785). CAVENDISH, H. “Experiments on Air.” Phil. Trans. Roy. Soc. London 74, 119 (1783-1784). Link 98. 99. 100. OBLACK, R. (2020). HELMENSTINE, A.M. (2022).
O nome “Nitrogênio” foi dado pelo Médico e Químico Francês Jean Antoine Chaptal, em 1790. CHAPTAL, J.A.; BICOT, J.F. (Editor), “Elémens de Chimie.” Montpellier, França., Vol. II, Págs.: 205, 263, 340, 396, 407 etc… Edição de (1890).
Entretanto, até hoje os Europeus preferem chamar o Nitrogênio de “Azoto“, nome grifado por Lavoisier. Em Português, em Italiano, seria “Azoto“.
5F) Dióxido de Nitrogênio:
O principal e o mais usado dos óxidos de nitrogênio é o NO2, dióxido de nitrogênio, , as vezes, erroneamente chamado óxido nítrico. Link 102.
Foi observado a muito tempo pelos Alquimistas e Químicos Antigos, ao tratar a “Água Forte”, ácido nítrico, por metais, como o ferro e o cobre. É um gás denso, relativamente tóxico, e de cor marrom alaranjada, bonita e brilhante. Os Alquimistas e Químicos Antigos o chamavam “Vapor Rutilante” DULONG, M. Phil. Mag. Series 1, 48, 331(1816). JAMIN, J. Lond. Edin. Dub. Phil. Mag. Series 4, 12, 325 (1856). VÁRIOS AUTORES, BERNARD, J.J.,(Editor) Mém. Phys. Chim. Soc. D’Arcueil, Vol. II, Págs.: 95. 96, 100, 235, 240 etc… (1908). MACKENZIE, J.E.; MELVILLE, H.W. Proc. Roy. Soc. Edin. 52, 337 (1933).
Embora possa ser feito em laboratório, por vários métodos, o processo mais fácil é reagir cobre metálico (tirado por exemplo, de fios velhos) com ácido nítrico concentrado, nos aparelhos descritos nos Itens 2 e 3.
Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Em meu trabalho como químico, testei o uso de ferro metálico e de niquel, funcionam, mas o mais prático é usar o cobre metal.
Como subproduto, formam-se grandes quantidades de nitrato de cobre (II), praticamente puro, na forma der um sal azul bonito e deliquescente, que pode ser isolado e usado em experimentos químicos. Para isolar, use os procedimentos descritos neste meu artigo.
O protocolo para preparar o NO2 é amplamente descrito, muitos links e videos. Links: 103, 104, 105, 106, 107, 108, 109, 110. 115.
Na prática da reação, em condições simples, sempre obteremos misturas de NO2 e um pouco de N2O4.
5G) Outros Óxidos de Nitrogênio:
A reação descrita em 5F pode ser modificada para obter outros óxidos de nitrogênio.
Assim, se fizermos a reação acima (5F), adicionando o cobre em pequenas porções, e mantendo a mistura muito fria, em banho de gelo, o gás predominante no equilíbrio químico é o Tetróxido de Nitrogênio, N2O4. BENT, H.A. Inorg. Chem. 2, 747 (1963). Incolor e sólido abaixo de 21 ºC.
Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + N2O4 + 2 H2O
Podemos também obter o NO, monóxido de nitrogênio, hoje chamado óxido nítrico ,
Para prepara-lo, basta realizar a reação descrita em 5F, mas usando ácido nítrico diluído. E a temperatura ambiente. Link 111, 112, 113,
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Este é o verdadeiro anidrido nítrico, posto que forma o ácido nítrico pela reação com água:
2 NO + H2O = 2 HNO3
Outro óxido de nitrogênio bem conhecido, é o N2O5, pentóxido de nitrogênio. Para prepara-lo, é necessário desidratar o ácido nítrico com o pentóxido de fósforo:
2 P2O5 + 12 HNO3 → 4 HPO4 + 6 N2O5
Existe outro óxido, o trióxido de nitrogênio, N2O3, anidrido nitroso. 114. 115.
Destaca-se também o óxido de dinitrogênio, N2O, óxido nitroso ou “Gás Hilariante”.
Prepara-se no aparelho descrito em 2, por aquecimento do nitrato de amônio, do nitrato de sódio com o sulfato de amônio, ou por aquecimento da uréia com ácidos nítrico e sulfúrico.
Foi descoberto pelo Químico e Filósofo Natural Inglês Joseph Priestley. Que o chamou “Ar Nitroso Deflogisticado”. PRIESTLEY, J. Trans. Roy. Soc. London 62, 147 (1772).
Sobre este gás, sobre a Natureza da composição do Ar, e muitos outros gases, Priestley publicou uma série de livros. Mc EVOY, J. G Phil. Trans. A Math. Phys. Eng. Scienc. 373, 20140229 (2015).
5H) Monóxido de Carbono:
Formado na queima incompleta do carvão, do gás de botijão e outros materiais combustíveis.
Também é componente (junto com o hidrogênio), do “Gás D’Água“, “Gás de Hulha” , “Gás de Rua“, “Gás de Síntese” ou “Gás de Iluminação“, obtido por tratamento da Hulha ou do carvão coque, “Coke” quando aquecidos ao rubro, com água ou com vapor de água.
Isso era feito industrialmente, no Gasômetro de São Paulo, no Brás, para obter o “Gás de Rua”. Eu me lembro, era menino.
O monóxido de carbono foi descoberto, ou primeiramente observado, por Joseph Priestley, que o chamou “Air Inflamável Pesado” (em contraste com “Ar Inflamável”, hidrogênio, mas ele acreditava que se tratasse do “Ar Fixo Combinado” ou seja um derivado do “Ar Fixo”, gás carbônico.
PRIESTLY, J. Trans. Roy. Soc. London, 78, 313 (1788). CORRY, J. “The Life of Joseph Priestley.“Editora Wilkis, Grafton & Co., Birmingham, Inglaterra, pág 66 (1804). PRIESTLEY, J.; JOHNSON, J. (Editor e Impressor) “Experiments and Observations on Different Kinds of Air.“, Vol. II, 2a Ed. Págs.: 221, 321, 308, 313, 349 etc… (1776).
Mas foi o Médico e Químico Francês Joseph Marie François De Lassone quem o obteve puro, pela redução do óxido de zinco com carvão. DE. LASSONE, Mem. Acad. Roy. Scienc. 686 (1776), republicado em (1779). BOYDEN, M.E.; CASTEEL, D.A. Bull. Hist. Chem. 44, 10 (2019).
Operar por queima ou combustão, não é fácil em laboratórios pequenos.
A maneira mais simples de preparar o gás monóxido de carbono, CO, no laboratório é pela reação de desidratação do ácido fórmico com ácido sulfúrico concentrado, procedimento laboratorial descrito. VÁRIOS AUTORES, E-Disciplinas, USP, Química Inorgânica I, QFL-1231 (2020-2023) .
HCOOH = CO + H2O , ácido sulfúrico é o desidratante.
É uma reação muito antiga, de 1821, DOBEREINER, J.W., Schw. J. Chem. Phys, 32, 344 (1821), e citada por DeSIMONE, C.A. NAQVI, S.L.; TASKER., S.Z. Chem. Eur. J. 28, e202201326 (2022), descoberta pelo Químico Alemão Johann Wolfgang Dobereiner. outro link,
Mas estudada e otimizada entre 1923 e 1933. DeRIGHT, R.E. J. Am. Chem. Soc. 55, 4761 (1933) e refs, citadas. SCHIERZ, E.R., J. Am. Chem. Soc. 45, 447 (1923) e refs. citadas.
5I) Amônia Gasosa;
História da Amônia:
A amônia gasosa, e sua solução aquosa, o Amoníaco, são conhecidas desde os tempos dos romanos. Eram extraídas da urina, e usadas para fazer desinfetantes e fertilizantes, e taxadas com impostos. HANDWERK, B. National Geographic Magazine, (2016).
Amônia também era conhecida dos Alquimistas e sua solução aquosa era chamada “Álcali Volátil”.
O Termo “Sal Amoníaco” aparece pela primeira vez numa obra “Pseudo-Geber”, erradamente atribuída ao Alquimista Árabe Geber, mas hoje considerada obra do Frade Franciscano e Alquimista do século XIII, o Italiano Paolo de Taranto. Apesar que ele, Paolo, dizia ter apenas traduzido a obra de Geber para o Latim, portanto o texto original seria de Geber, mas a Inquisição perseguia muito os Alquimistas, e por isso, eles evitavam autorar suas obras.
Para mostrar a ideia, cito as páginas que descrevem o “Sal Amoníaco”, “Salis Alcali” ou “Salis Armoniaci“;
GEBER, I.; AL-UMAWI, K.Y. (Século VII); AVICENNA (Século X); TARANTO, P. (Século XIII); SCHOFFER, P. (Século XV); PEDERZANO. G.P. (Século XVI, Editor), “Geberis Philosophi Summa Perfectionis Magisterii in sua Natura.” Veneza, Itália, Págs.10, 11, 201, 202, 243, 114 (264 no documento digitalizado) (1542). HOLMYARD, E.J.; RUSSEL, R. “The Works of Geber, the Most Famous Arabian Prince and Philosopher, of the Investigation and Perfection of the Philosophers-Stone.” Editora: Pelican in Little Britain, Londres, Inglaterra, Pág 261 (138 no documento digital) (1686).
Pelo fato da obra ser atribuída antigamente a Geber, é que se considera Geber o descobridor do sal amoníaco e da amônia. Foi estudado por outros Alquimistas como Santo Alberto Magno.
Basile Valentin, Geber e outros, preparavam a amônia (“Spiritus Salis Urinae”), veja este link, e este, reagindo o “Sal Amoníaco” com outros álcalis.
Também por outros Químicos, como Peter Woolfe, Joseph Black, Karl Wilhelm Scheele, Joseph Priestley
O cloreto e o carbonato-bicarbonato de amônio, são as vezes ainda chamados, “Sal Amoníaco“, por sua volatilidade, formando amônia.
Preparação da Amônia Gás no Laboratório:
Industrialmente, é obtida pela reação de síntese ou combinação direta entre os elementos simples nitrogênio e hidrogênio, Processo Aber-Bosch, dos Químicos Alemães Fritz Aber e Carl Bosch. Ou a partir de gás natural ou hidrocarbonetos.
Mas isso não é prático em laboratórios simples. No laboratório, há métodos muito mais simples.
Se você quiser apenas observar o gás, ou obter a amônia úmida, basta aquecer, ou alcalinizar fortemente, com soda cáustica, hidróxido de sódio, de cálcio, ou adicionando carbonato de amônio, ao amoníaco aquoso, NH3 aquoso (antigo hidróxido de amônio). Use os aparelhos descritos nos Itens 2 ou 3, em uma cuba de óleo mineral.
NH3 aquoso + Calor = NH3 Gás + H2O
NH3 Aquoso = NH4OH + NaOH ou (NH4)2CO3 = NH3 Gás , deslocado por efeito de Íon Comum.
Para obter a amônia gasosa seca, anidra, faça a reação entre hidróxido de sódio e um sal de amônio sólido, cloreto, sulfato ou carbonato. Ou reaja cloreto de amônio com cal, hidróxido de cálcio.
NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O
(NH4)2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 NH3 + 2 H2O
(NH4)2CO3 + 2 NaOH = 2 NH3 + Na2CO3 + 2 H2O
2 NH4Cl + Ca(OH)2 = 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O
5J) Gás Sulfídrico, Sulfeto de Hidrogênio:
História do Gás Sulfídrico:
O gás sulfídrico era reconhecido pelos antigos Químicos e Alquimistas, pelo seu odor, cheiro, nos ovos podres, nos vulcões e no petróleo.
Por volta de 1690, o Médico Italiano Bernardino Ramazzini, reconheceu que o gás existia na fumaça do carvão da hulha, era venenoso e podia causar doenças ocupacionais. Era o início da Medicina do Trabalho. Ele o chama “Gás Sulfúreo do Carvão”… RAMAZZINI, B.; CORONA, J. (Editor) “De Morbis Artificum Diatriba.“, Veneza, Itália, Pág. 263, edição de (1743).
Veja: SZABO, C. Biochem. Pharmacol. 149, 5 (2018).
Mas a Química do gás sulfídrico seria depois estudada em detalhes e científicamente em 1777, pelo Químico e Farmacêutico Sueco Karl Wilhelm Scheele, que o preparou por reação da Pirita (um sulfeto de ferro natural) e ácido clorídrico.
Ele reconheceu o cheiro de ovos podres. E o chamou “Schwefelluft”, “Ar de Enxofre”. SCHEELE, K.W.; BERGMANN, T. (Revisor), LEONHARBI, J.G.,(Comentarista), ENGELMANN, S.L.G. (Editor) “Chemische Abhandlung Von Der Luft und Der Feuer.”. Tradução Livre do Título: “Tratado Químico Sobre o Ar e o Fogo.“, Leipzig, Alemanha, Pág. 172, Edição de (1782). Veja: SMITH, R.P. American Scientist, 98, 6 (2010).
Então, embora o Gás Sulfídrico já tivesse sido observado, Scheele passou à História como o verdadeiro descobridor do Gás Sulfídrico, pois o identificou. Assim com muitos outros compostos, como ácido cianídrico, o manganês, o molibdênio, muitos ácidos orgânicos, como o tartárico, oxálico etc…. Também descobriu o elemento fluor.
Scheele foi de fato, um dos Químicos mais brilhantes de seu tempo! WEST, J.B, Lung Cell. Mol. Physiol. 307, L811 (2014). WISNIAK, J. Rev. CENIC Cien. Quim. 40, 165 (2009).
Mas muitas vezes, não recebeu o mérito por suas descobertas, isso porque trabalhava mais como Farmacêutico, demorava para publicar e o fazia em Alemão, e eventualmente em Sueco ou Latim, em Revistas pouco conhecidas. Além disso, não tinha sorte e morreu muito jovem. Links: 116, 117, 118. 122.
Preparar Gás Sulfídrico no Laboratório.
Quem usa muito H2S, prefere usar um Aparelho de Kipp carregado com Pirita e Ácido Muriático.
Mas para observar o gás , ou prepará-lo eventualmente, é mais fácil a reação entre ácido clorídrico e um sulfeto comercial, de sódio ou de potássio.
Porém nem sempre sulfetos inorgânicos são fáceis de se achar ou comprar no Brasil. E são relativamente caros.
Por isso, a muitos anos [FEDERMAN NETO, A. IPT, Instituto de Pesquisas Tecnológicas (1975)]. elaborei um procedimento simplificado, que usa sulfeto de sódio gerado, em solução.
Os polissulfetos são preparados em geral, de enxofre e sulfeto de sódio, mas verifiquei que podem ser obtidos facilmente de reagentes baratos, enxofre e hidróxido de sódio. Um dos polissulfetos mais estáveis é o tetrassulfeto de sódio.
Dissolva 0,4 mol, 16 g, de hidróxido de sódio ou soda cáustica, em 40 ml de água, em um frasco de polietileno aberto (os de vidro podem ser atacados pelo álcali). Espere esfriar.
Adicione 0,1 mol, 25,6 g. de pó de enxofre. Agite e deixe em repouso, com agitação ocasional, até todo o enxofre dissolver. Se deixar essa solução em repouso por tempo prolongado, poderá observar a formação de prismas amarelo dourados de tetrassulfeto de sódio
Para preparar o gás sulfídrico, basta reagir no aparelho descrito no Item 2, essa solução de polissulfeto com um ácido mineral, clorídrico ou sulfúrico diluídos a 2 moles/lt (antigo 2M).
Verificará que, após recolher o gás na cuba (Item 3) e recuperará na solução residual, parte do enxofre utilizado. Basta filtrar e lavar. É uma Economia Atômica.
O procedimento meu é barato e fácil. Métodos semelhantes ao meu, mas a quente, são conhecidos, mas produzem SO2.
Método Geral, Polissulfetos:
8 Na2S + S8 = 8 Na2S2
Meu Método:
4 NaOH + S8 = 2 Na2S4 + 2 H2O + O2
Na2S4 + 2 HCl = H2S + 2 NaCl + 3 S (Link do balanceamento da equação)
5K) Ácido Clorídrico Gasoso, Cloreto de Hidrogênio, Gás Clorídrico, Ácido Clorídrico Gás:
História:
O ácido clorídrico, em solução e mesmo o gás, foi preparado e observado por antigos Alquimistas, inclusive persas e árabes. Como Razés. Também Estudado e usado como reagente por muitos Químicos antigos, como Davy e Glauber. Veja este outro link.
Scheele (Loc. Cit), também o usava e o chamava, assim como Glauber (Loc. Cit), de “Espírito de Sal” ou “Muriaticum”. BORGES, P.A.F. Et Al. Quím. Nova, 43, 1362 (2020)
Era preparado pelo processo até hoje usado, de reagir o sal comum, com o “Óleo de Vitríolo”, o ácido sulfúrico.
Preparação do Gás Clorídrico, em Laboratório:
Pode-se preparar usando o aparelho descrito no Item 2, com a cuba de óleo mineral ou vaselina líquida.
Muitos reagem o sal comum sólido com o ácido sulfúrico concentrado. exemplo, vídeo. Outro vídeo. O cloreto de potássio também pode ser usado. Alguns autores usam direto o bissulfato de sódio. Também cloreto de cálcio.
NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4
NaHSO4 + NaCl = Na2SO4 + HCl
Mas não é o melhor método. Pois o sulfato ácido (bissulfato) que se forma, recobre o cloreto de sódio não reagido, e este fica passivado, a reação não progride. Sobra muito cloreto de sódio não reagido.
Eu prefiro usar, e/ou recomendar o uso, do cloreto de amônio, ou do próprio ácido clorídrico concentrado. MAURYA, M.R. J. Chem. Educ. 67, 974 (1990).
Portanto, reagir, no aparelho de recolher gases, o cloreto de amônio, ou o próprio ácido clorídrico concentrado (ou uma mistura dos dois), com o ácido sulfúrico concentrado.
HCl conc. + H2SO4 desidratante = HCl gasoso + H2SO4 hidratos (Referência)
2 NH4Cl + H2SO4 = 2 HCl + (NH4)2SO4
Se quiser apenas preparar um pouco, ou observar o gás. use o aparelho descrito no Item 3, e aí pode sim, usar o sal comum, o cloreto de sódio.
Ou mesmo, aquecer um pouco o ácido clorídrico concentrado puro. Ele é fumegante e os vapores que saem são gás clorídrico.
Caso queira preparar maior quantidade, melhor reagir o cloreto de amônio sólido, ou o ácido clorídrico concentrado, com o ácido sulfúrico, no aparelho descrito no Item 2, com uma cuba de óleo mineral.
5L) Gás Cloro, Elemento Químico Cloro:
História do Cloro:
Aqui também uma descoberta de Scheele (Loc. Cit.). Considerada uma das maiores descobertas dele, além do oxigênio.
Ao estudar o mineral Pirolusita (díóxido de manganês), o que levaria à descoberta do elemento, do metal, manganês, Scheele tentou dissolvê-lo, para fazer sua análise química.
Ao tratar a Pirolusita pelo ácido clorídrico concentrado, observou a formação de um gás denso e verde claro, que denominou de “Espírito de Sal Deflogisticado”, mas supunha que fosse um óxido do ácido clorídrico. Link 118. Veja:
SCHEELE, C.W.; BERTHOLLET, C.L.; GUYTON DE MORVEAU, GAY-LUSSAC, J.L.; THENARD, L.J.; CLAY, W.F. (Editor), “Alembic Club Reprints. 13. The Early History of Chlorine.” Edinburgo, Irlanda, Págs.: 5-10 (1905). SCHEELE, K.W. “On Manganese and It’s Properties.” Tradução da Revista Sueca: Kongl. Vetenskaps Academiens Handlingar35, 89-116 (1774).
Link para a Revista Digitalizada, em Sueco, Estocolmo, Suécia. Link: 119, LENNARTSON, A. “The Chemical Works of Karl Wilhelm Scheele.” Editora Springer International, Cidade de Cham, Suíça, Págs.: 5, 6, 25, 26, 30, 31, 72, 109 (2017).
SCHEELE, G.W.; BERGMANN, T. (Revisor e Comentarista); DIETRICH, P.F.. (Tradutor do Alemão), “Traité Chimique de L’Air et du Feu.” Editora Academia de Ciências da França, Paris, França, Edição de (1781).
O conceito de que esse cloro fosse um “ácido” ou “óxido” e contivesse oxigênio prevaleceu por muito tempo… Corroborado pelo próprio Scheele, por Lavoisier, por Berzelius, Priestly e por muitos outros. Todos pensavam que todo ácido tinha de ter oxigênio (o “gerador de ácidos” de Lavoisier. Links: 119, 120,
O Inglês Humphry Davy, entre 1810 e 1812, mostraria que os ácidos na realidade, continham hidrogênio, e que o cloro não era um ácido, e sim um elemento químico novo. Ele também grifou o nome “Cloro”. DAVY, H. Phil. Trans. Roy. Soc. London, 100, 231 (1810). DAVY, H. Phil. Trans. Roy. Soc. London, 101, 155 (1811). DAVY, H. Ann. Phys. 39, 43 (1811). DAVY, J. Phil. Trans. Roy. Soc. London, 102, 144 (1812). Link 124. SIEGFRIED, R. J. Chem. Educ. 36, 568 (1959).
Mas partidários da antiga Teoria de Lavoisier, de que ácidos precisavam ter oxigênio, não concordavam. BERZELIUS, J.J.; GILBERT, L.W. Ann. Phys. 38, 227 (1811).
Preparação Fácil do Cloro em Laboratório:
Como vimos acima, o cloro pode ser preparado pela oxidação do ácido clorídrico concentrado com dióxido de manganês, ou outros oxidantes, como o permanganato de potássio e o dicromato de potássio. Também variantes, como gerar gás clorídrico e oxidá-lo. Eventualmente, é preparado assim… Links 125, 126, 127, 128, 129,130. 143, 144. 145. 146.
Mas essa não é a maneira mais fácil e prática.
O melhor jeito para gerar cloro no laboratório, em pequenas ou grandes quantidades, é reagir um hipoclorito de sódio (água de lavadeira, água sanitária ou cloro líquido, ou cloro de piscina) ou hipoclorito de cálcio (cloro sólido de piscina), e um ácido mineral. Eventualmente se pode usar o ácido tricloroisocianúrico. Links 141 .
Simples, experimente reagir água de lavadeira, água sanitária (de qualquer marca), com ácido muriático (ácido clorídrico de pureza industrial), ou ácido clorídrico concentrado, nos aparelhos descritos neste Artigo, nos Itens 2 e 3. O cloro será obtido como um gás denso e verde claro.
NaClO + 2 HCl = Cl2 + NaCl + H2O
Ca(ClO)2 + 4 HCl = 2 Cl2 + CaCl2 + 2 H2O
Observação: Usei a notação clássica, antiga, “NaClO” mas modernamente, seria melhor usar a fórmula “NaOCl“, visto que a carga negativa do íon está no oxigênio.
Esses experimentos fáceis estão descritos em vários links. 131, 132, 133, 134, 135, 136, 137, 138, 139, 140.
Mas faça-o em ambiente aberto ou muito ventilado, pois o cloro é um gás sufocante e muito venenoso.
Resumo, é bem mais fácil e prático gerar cloro a partir de cloro líquido ou água sanitária, do que oxidar o ácido clorídrico pelo bióxido de manganês.
6. CONCLUSÃO:
Este Artigo trata da preparação em laboratório químico, de um bom número de gases importantes.
Sempre que possível, os métodos mais modernos, práticos e fáceis são discutidos e sugeridos, invés dos métodos clássicos e mais antigos.
Também a origem e a História dos principais gases empregados em laboratório é descrita.
CIÊNCIA LIVRE. 
