O QMCWEB já publicou um artigo sobre a água - um líquido com várias propriedades bizarras. Uma delas é o fato do seu sólido, o gelo, ter um volume molar 10% maior do que o seu líquido. Uma das consequências facilmente observadas é que o gelo boia sobre a água, por ser menos denso. Outra consequência é que o aumento de pressão sobre o gelo leva-o para a fase de menor volume; no caso, a água líquida. Uma rápida olhada no diagrama de fases da água mostra que, ao contrário da grande maioria das substâncias, o aumento de pressão sobre o estado sólido favorece o estado líquido, isto é, diminui a temperatura de fusão do gelo.

É aí que entra o conceito errado comumente visto em livros de ensino médio: autores clamam esta propriedade para justificar o fato de que patinadores conseguem deslizar sobre o gelo. O aumento da pressão, causada pelo peso do patinador sobre uma fina lâmina de gelo, provocaria a diminuição da temperatura de fusão do gelo e, momentaneamente, uma delgada camada de líquido entre o gelo e as lâmina de seus patins. Em geral, aceitamos este exemplo sem maiores problemas, e acabamos utilizando-o em sala de aula com nossos alunos.

Entrentanto, tudo isto é um engano tremendo...

Vamos supor que o patinador pese 75 Kg, e que a lâmina do skate tenha 3mm de largura e 20cm de comprimento. Assumindo g=10m/s², temos que a pressão exercida por este patinador é de cerca de 12 atm. Parece bastante, mas se computarmos isto no diagrama de fases da água, veremos que para a diminuição de apenas 1 ^oC são necessárias 121 atm de pressão! Ou seja, com 12 atm, apenas, a diminuição é de alguns décimos de grau celsius. Como a pista de patinação se encontra, geralmente, a temperaturas abaixo de -10 ^oC, este gelo não irá derreter por esta causa. Ou seja: o efeito da pressão não é o culpado pelo sucesso da patinação sobre o gelo.
Os livros estão errados...

Não obstante, os patinadores, de fato, patinam sobre o gelo. Deve haver, então, uma outra razão para explicar este fenômeno. Os cientistas se debateram muito para conseguir explicar esta observação, até que, recentemente, um grupo de químicos descobriu um fenômeno hoje conhecido como "surface melting", ou derretimento superficial.

O gelo possui uma disposição bem orientada das moléculas de água, quase cristalino. Entretanto, este arranjo é muito diferente na superfície, próximo à interface com o ar. Como não há moléculas de água acima desta linha superficial, as moléculas da superfície distorcem o arranjo cristalino na tentativa de prolongar o contato com as moléculas inferiores. Este comportamento é chamado de "surface reconstruction". Já foi comprovado experimentalmente que as moléculas da superfície de um sólido podem ir ao estado desorganizado (líquido) a temperaturas inferiores do resto do sólido - este é o surface melting. O contato entre duas superfícies parece aumentar esta anomalia - como no caso da lâmina do skate. Além disso, existe a fricção do skate sobre o gelo, que pode gerar calor suficiente para fundir as moléculas da superfície.
Mais informações sobre este fenômeno podem ser encontradas em:
J. G. Dash, H. Y. Fu, and J. S. Wettlaufer, "The premelting of ice and its environmental consequences," Rep. Prog. Phys. 58, 115 (1995).

Este é um dos erros mais comuns e mais propagados da história da Química. Praticamente todos os livros de Química Geral apresentam esta afirmação: se a temperatura de uma reação aumentar em 10 ^oC, a velocidade será igual ao dobro da inicial. Os livros de bioquímica chegam a "inventar" um termo para este equívoco: Q₁₀, referindo-se a uma (pseudo) constante do aumento da velocidade.
Entretanto, esta afirmação é, infelizmente, um grande erro. Como veremos, a vida "química" não é, assim, tão simples...

Para começar, vejamos a equação de Arrhenius.

A velocidade de uma reação do tipo A + B -> produtos pode ser expressa empiricamente por:

velocidade = k[A]^x[B]^y

onde k é a constante de velocidade, A] e [B] são as concentrações molares das espécies reagentes A e B e x e y são as ordens da reação em relação a A e B.

As concentrações molares, em regimes diluídos, praticamente não mudam com o aumento de temperatura: o termo que muda é a constante k. Por isso, todos os experimentos para a determinação de k devem ser feitos a temperatura constante.
Arrhenius descreveu a dependência de k em relação à temperatura por:

ln (k₂/k₁) = (E_a/R) (1/T₁ – 1/T₂)

onde k₂ e k₁ são as constantes de velocidade nas temperaturas T₂ e T₁, em Kelvin. E_a é a energia de ativação para a reação, dada J.mol^-1, e R é a constante dos gases ideais, 8.314 J K^-1 mol^-1. Nenhuma destas constantes muda com a variação da temperatura. O termo criado pelos bioquímicos, Q₁₀, refere-se à relação k₂/k₁; para os bioquímicos, esta relação deveria ser sempre igual a dois cada vez que T₂ = T₁ + 10.

Entretanto, basta olhar para a equação de Arrhenius que rapidamente percebemos duas particularidades:
a) k₂/k₁ depende da E_a
b) k₂/k₁ depende da temperatura, isto é, Q₁₀ não é constante.

Vamos exemplificar, fazendo um pouco de cálculo. Inicialmente, iremos encontrar o valor de E_a para uma reação cuja velocidade dobre (k₂/k₁ = 2) para uma variação de temperatura de T₁ = 0 ^oC a T₂ = 10 ^o C.

Para a determinação de E_a, então, utilizaremos k₂/k₁ = 2, T₁ = 273 K, T₂ = 283 K, R = 8.314 J K^-1 mol^-1:

Facilmente, mostramos que E_a = 44,500 J mol^-1 = 44.5 kJ mol^-1.

Agora, utilizando este valor de E_a, vamos calcular qual seria o valor de k₂/k₁ para uma outras variação de temperatura na faixa de 10 ^oC.
ln (k₂/k₁) = (44,500/8.314) (1/T₁ – 1/T₂)

Como vemos, Q₁₀ não é constante e nem sempre é igual a dois.
Mesmo sendo tão óbvio, livros teimam em ensinar a existência de uma constante fantasma chamada Q₁₀. Cabe a nós, professores, desmascarar estes autores...

Se perguntarmos a qualquer aluno da sala (ou mesmo a alguns professores) em qual pH temos uma solução aquosa neutra, certamente ouviremos: pH=7. Este conceito, equivocado, vai além das salas de aula de química e, mesmo nas ruas, somos capazes de encontrar pessoas que "sabem" que com um pH=7 qualquer solução ou líquido é neutro.

Vejamos:

uma solução aquosa é neutra quando a concentração de íons hidrônio é exatamente igual à concentração de íons hidróxidos. Ou seja:

[H₃O⁺] = [^-OH]

Na água, temos a seguinte relação entre estas duas entidades, dada pela auto-ionização:

[H₃O⁺]x[^-OH]= K_w

Como pH = -log[H₃O⁺], podemos assumir que, numa solução aquosa a neutralidade é atingida quando [H₃O⁺] = (K_w)^1/2, ou seja:

pH = -(logK_w)/2

É exatamente neste ponto a origem da generalização equivocada. O valor de K_w depende, e muito, da temperatura da solução. Ocorre que, a 298 K, K_w = 1,0 x 10^-14 M². Neste caso, de fato, o pH de uma solução neutra é igual a 7,0. Todavia, basta mudar a temperatura, e o pH da solução neutra também muda.

Exemplo: O valor de K_w é 2,5 x 10^-14 a 37^oC. Qual é o pH de uma solução aquosa neutra, nesta temperatura?

Resposta: pH = 6,8

Em temperaturas maiores, o pH será menor ainda!

Portanto, tome cuidado ao dizer aos seus alunos que pH=7 é neutro... eles podem ser leitores do QMCWEB!