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• Dicas
• O que você precisa

Quando o magnésio queima no ar, ele se combina ao oxigênio para formar um composto iônico chamado de óxido de magnésio, ou MgO. Ele pode se combinar ao nitrogênio para formar o nitrito de magnésio, Mg3N2, e também pode reagir com dióxido de carbono. A reação é forte e a chama resultante é de uma cor branca. Costumava-se usar a combustão do magnésio para gerar a luz usada em flashes de câmeras fotográficas, mas hoje as lâmpadas elétricas assumiram esse lugar. Ainda assim, essa é uma demonstração comum em salas de aula.

Instruções

Antigamente, a combustão do magnésio gerava luz para os flashes de câmeras (Hemera Technologies/PhotoObjects.net/Getty Images)

1. Lembre seu público de que o ar é uma mistura de gases, constituído principalmente por nitrogênio e oxigênio; apesar de também conter dióxido de carbono e outros gases.

2. Explique que os átomos tendem a ser mais estáveis quando a camada exterior está completa, ou seja, quando ela tem o maior número possível de elétrons. O magnésio tem apenas dois; portanto, ele tende a "emprestá-los" nas reações químicas. O íon positivo formado nesse processo, o Mg+2, tem a camada exterior completa. Já o oxigênio tende a ganhar dois elétrons para completar sua camada exterior.

   
   

3. Explique que, quando o oxigênio tiver ganhado esses dois elétrons do magnésio, ele terá mais elétrons que prótons e isso que o confere uma carga negativa. Já o átomo de magnésio, que perdeu dois elétrons, tem agora mais prótons; tendo, portanto, carga positiva. Esses íons de cargas opostas se atraem, formando uma estrutura do tipo treliça.

4. Explique que, com a combinação de magnésio e oxigênio, o produto, o óxido de magnésio, tem menos energia que os reagentes. A energia perdida é emitida como calor e luz, o que explica a chama branca brilhante que você verá. A quantidade de calor é tamanha que o magnésio pode reagir também com nitrogênio e dióxido de carbono, que costumam ser bastante não reativos.

5. Explique ao público que é possível descobrir a quantidade de energia liberada no processo ao dividi-lo em diversos passos. O calor e a energia são medidos em uma unidade chamada de joule, sendo que um quilojoule equivale a mil joules. O magnésio vaporizado para a fase de gás usa 148 kJ/mole, onde mole é 6.022 x 10^23 átomos ou partículas. Como a reação envolve dois átomos de magnésio para cada molécula de oxigênio O2, multiplique esse número por 2 para chegar a 296 kJ gastos. A ionização do magnésio usa mais 4374 kJ, enquanto a quebra do O2 para átomos individuais usa 448 kJ. Para adicionar os elétrons ao oxigênio, usam-se 1404 kJ. Somando todos esses números, observamos que o gasto foi de 6522 kJ. No entanto, tudo isso é recuperado pela energia liberada quando os íons de magnésio e oxigênio se combinam em uma estrutura de treliça: 3850 kJ/mole ou 7700 kJ/2 moles de MgO produzido pela reação. O resultado é que a formação do óxido de magnésio libera 1206 kJ/2 moles de produto formado, ou 603 kJ/mole.

   
   

   Esse cálculo não diz o que está acontecendo de fato, o real mecanismo da reação envolve colisões entre os átomos. Contudo, ele ajuda a entender de onde vem a energia liberada por esse processo. A transferência de elétrons do magnésio para o oxigênio, seguida pela formação de ligações iônicas entre os íons, libera bastante energia. Naturalmente, a reação envolve alguns passos que precisam de energia, o que justifica a necessidade de algum aquecimento ou faísca de isqueiro para começar o processo. Feito isso, o calor liberado é tamanho que a reação continuará ocorrendo sem demais intervenções.

Dicas

• Se estiver planejando fazer uma demonstração, lembre-se de que a combustão do magnésio é potencialmente perigosa. A reação emite muito calor; portanto, usar dióxido de carbono ou um extintor com água nessa chama irá, na realidade, piorar a situação.

O que você precisa

• Lousa
• Giz