8. Fedores e explosões

ATRAÍDOS PELOS SONS, lampejos e odores vindos de meu laboratório, David e Marcus, agora estudantes de medicina, às vezes vinham acompanhar-me nos experimentos — os nove e dez anos de diferença em nossas idades não importavam nessas ocasiões. Certa vez, enquanto eu fazia experimentos com hidrogênio e oxigênio, houve uma explosão alta, e uma chama quase invisível queimou completamente as sobrancelhas de Marcus. Mas ele levou na esportiva e, junto com David, sugeriu-me vários outros experimentos.

Misturamos perclorato de potássio com açúcar, pusemos num degrau da escada e demos uma martelada. Foi uma explosão de primeira. Era mais complicado com o tri-iodeto de nitrogênio, facilmente obtido adicionando amônia concentrada a iodo, absorvendo o tri-iodeto em papel- ltro e secando-o com éter. O tri-iodeto de nitrogênio era incrivelmente sensível ao toque; bastava encostar nele com uma vara — uma vara bem longa (ou até mesmo com uma pena) — e ele explodia com surpreendente violência.

Fizemos juntos um vulcão com dicromato de amônia, ateando fogo em uma pirâmide de cristais alaranjados que se in amou furiosamente, avermelhou-se e cuspiu uma chuva de centelhas para todo lado, in ando-se prodigiosamente, como um minivulcão em erupção. Por

m, quando se extinguiu, no lugar da bem alinhada pirâmide de cristal

jazia uma enorme pilha penugenta de óxido crômico verde-escuro.

Outro experimento, sugerido por David, consistia em despejar ácido sulfúrico, oleoso e concentrado, em um pouco de açúcar, que instantaneamente enegrecia, aquecia-se, soltava vapores e se expandia, formando um monstruoso pilar de carbono que subia e ultrapassava a borda do béquer. “Cuidado”, avisou David quando eu tava a transformação. “Você será transformado num monte de carbono se derramar o ácido em você.” E então me contou histórias medonhas, provavelmente inventadas, de gente que jogava vitríolo na área leste de Londres e de pacientes que ele vira chegar ao hospital com o rosto inteiro queimado. (Não sabia muito bem se devia acreditar nele, pois quando eu era mais novo ele me dissera que, se eu olhasse para os Kohanim enquanto eles nos abençoavam na sinagoga — suas cabeças

cavam cobertas por um grande xale, o talete, enquanto oravam, pois

naquele momento eram irradiados pela cegante luz de Deus —, meus

olhos derreteriam nas órbitas e escorreriam pela face como ovos fritos.)1

Eu passava boa parte do meu tempo no laboratório, examinando cores de substâncias químicas e brincando com elas. Certas cores tinham para mim um poder especial, misterioso — especialmente os azuis muito fortes e puros. Quando pequeno, cava fascinado com o vívido azul-carregado da solução de Fehling na farmácia de meu pai, e como me encantava com o cone de puro azul no centro da chama de uma vela. Descobri que podia produzir azuis muito intensos com certos compostos de cobalto, com compostos de cupramônio e com compostos complexos de ferro como o azul da prússia.

Mas, para mim, o mais misterioso e belo de todos os azuis era o produzido quando se dissolviam metais alcalinos em amônia líquida. O fato de metais poderem ser dissolvidos espantou-me a princípio, mas os metais alcalinos eram todos solúveis em amônia líquida (alguns em um grau espantoso — o césio se dissolvia completamente em um terço de seu peso em amônia). Quando as soluções se tornavam mais concentradas, subitamente mudavam suas características, transformando-se em líquidos brilhantes cor de bronze que utuavam no azul, e, nesse estado, conduziam eletricidade tão bem quanto um metal líquido como o mercúrio. Os metais alcalinoterrosos funcionavam igualmente bem, e não importava se o soluto fosse sódio ou potássio, cálcio ou bário — as soluções amoniacais, em todos os casos, eram de um idêntico azul-escuro, o que sugeria a presença de alguma substância, alguma estrutura, algo comum a todas elas. Era como a cor da azurita no Geological Museum, a própria cor do céu.

Muitos dos chamados elementos de transição infundiam cores características em seus compostos — muitos dos sais de cobalto e manganês eram rosados; muitos dos sais de cobre, azul-intensos ou azul-esverdeados; a maioria dos sais de ferro, verde-pálidos; dos sais de níquel, verdes mais fortes. Analogamente, elementos de transição em minúsculas quantidades davam a muitas gemas suas cores especí cas. As sa ras, de um ponto de vista químico, basicamente nada mais eram que coríndon, um óxido de alumínio incolor, mas elas podiam assumir todas as cores do espectro — com um tantinho de cromo substituindo parte do alumínio, elas se tornavam vermelho-rubi; com um pouco de titânio, azul-escuras; com ferro ferroso, verdes, e com ferro férrico, amarelas. E com um pouco de vanádio, o coríndon começava a se parecer com a alexandrita, alternando-se, como por mágica, entre vermelho e verde — vermelho à luz incandescente, verde à luz do dia. Com certos elementos, pelo menos, um punhado de átomos já podia produzir uma cor característica. Nenhum químico poderia ter “condimentado” o coríndon com tanta sutileza, alguns átomos disto, alguns íons daquilo, para produzir todo um espectro de cores.

Existiam poucos desses elementos “colorantes”; os principais, pelo que eu soubesse, eram titânio, vanádio, cromo, manganês, ferro, cobalto, níquel e cobre. E eu não poderia deixar de notar que eles eram todos agrupados segundo seu peso atômico, embora na época não soubesse se isso signi cava alguma coisa ou se era apenas coincidência. Aprendi que todos tinham a característica de possuir vários estados de valência, diferentemente da maioria dos outros elementos, que possuíam apenas um. O sódio, por exemplo, combinava-se com o cloro de uma só maneira: um átomo de sódio para um de cloro. Mas havia duas combinações de ferro e cloro: um átomo de ferro combinava-se com dois de cloro formando cloreto ferroso (FeCl2), ou com três átomos de cloro, formando cloreto férrico (FeCl3). Esses dois cloretos eram bem diferentes em muitos aspectos, incluindo a cor.

O vanádio era ideal para experimentos por ter quatro valências, ou estados de oxidação, notavelmente diferentes, e era fácil transformá-los uns nos outros. O modo mais simples de reduzir o vanádio era começar com um tubo de ensaio cheio de vanadato de amônia (pentavalente) em solução e acrescentar pedacinhos de amálgama de zinco. O amálgama reagia imediatamente, e a solução passava de amarela para azulão (a cor do vanádio tetravalente). Nessa etapa, podíamos retirar o amálgama ou deixar que ele continuasse a reagir até a solução se tornar verde, a cor do vanádio trivalente. Se esperássemos mais, o verde desapareceria, dando lugar a um belo lilás, a cor do vanádio bivalente. O experimento inverso era ainda mais bonito, especialmente se adicionássemos permanganato de potássio, uma camada de um roxo-forte, sobre o delicado lilás; dentro de algumas horas ocorria a oxidação e se formavam camadas separadas, uma por cima da outra, de vanádio bivalente lilás no fundo, vanádio trivalente verde em seguida, depois vanádio tetravalente azul, e então vanádio pentavalente amarelo (e em cima de todas elas uma camada marrom-escura do permanganato original, que assumiu essa cor porque foi misturado a dióxido de manganês).

Essas experiências com cores convenceram-me de que havia uma relação muito íntima (ainda que ininteligível) entre as características atômicas de muitos elementos e a cor de seus compostos ou minerais. A mesma cor aparecia independentemente do composto que estivéssemos observando. Podíamos ter, por exemplo, carbonato, nitrato, sulfato manganoso ou qualquer outro composto com manganês bivalente — todos apresentavam um idêntico tom rosado dado pelo íon manganoso bivalente (os permanganatos, em contraste, nos quais o íon manganoso era heptavalente, eram todos roxo-escuros). E isso me deu uma vaga noção — certamente eu não poderia formulá-la com precisão na época — de que a cor desses íons de metais, sua cor química, relacionava-se ao estado especí co de seus átomos conforme eles passavam de um estado de oxidação a outro. O que haveria nos elementos de transição, em especial, que lhes dava suas cores características? Seriam essas

substâncias, seus átomos, “sintonizadas” de algum modo?2

Boa parte da química parecia ter relação com o calor — às vezes uma demanda por aquecimento, às vezes a produção de calor. Com frequência precisávamos de calor para iniciar uma reação, que então prosseguia por conta própria, às vezes com ímpeto redobrado. Se simplesmente misturássemos limalha de ferro com enxofre, nada acontecia — ainda poderíamos separar a limalha de ferro da mistura usando um ímã. Mas se começássemos a aquecer a mistura, de repente ela caria esbraseada, depois incandescente, e seria criado algo totalmente novo: sulfeto de ferro. Essa parecia ser uma reação básica, quase primordial, e eu imaginava que ela ocorria em grande escala na Terra, onde ferro derretido e enxofre entravam em contato.

Uma de minhas primeiras recordações (eu tinha apenas dois anos) foi

ver o incêndio do Crystal Palace.* Meus irmãos levaram-me para vê-lo de Parliament Hill, o ponto mais alto de Hampstead Heath; em toda a volta do palácio em chamas o céu noturno estava magni camente iluminado. E todo dia 5 de novembro, em memória de Guy Fawkes [conspirador católico que foi julgado e executado], soltávamos fogos de artifício no jardim — estrelinhas feitas com ferro pulverizado, fogos de bengala vermelhos e verdes, e bombinhas que me faziam gemer de medo e querer rastejar, como os cachorros, para dentro do abrigo mais próximo. Não sei se a causa eram minhas experiências ou se isso é algo que atrai todo menino, mas o fato é que as chamas e o fogo, as explosões e as cores eram o que exercia sobre mim uma atração especial (e às vezes medonha).

Eu gostava de misturar iodo e zinco, ou iodo e antimônio — não era preciso acrescentar calor —, e ver como eles se aqueciam espontaneamente, desprendendo uma nuvem roxa de vapor de iodo. A reação era mais violenta quando se usava alumínio em vez de zinco ou antimônio. Se eu adicionasse duas ou três gotas de água à mistura, ela pegava fogo, queimava-se com uma chama violeta, espalhando um pó marrom de iodeto por toda parte.

O magnésio, como o alumínio, era um metal cujos paradoxos me intrigavam: su cientemente forte e estável em sua forma não cristalina para ser usado na construção de aviões e pontes, mas quase pavorosamente ativo quando iniciada a oxidação, a combustão. Podíamos pôr magnésio em água fria, e nada acontecia. Mas, posto em água quente, ele começava a soltar bolhas de hidrogênio; se acendêssemos uma cinta de magnésio, ela continuava a queimar-se emitindo um brilho esplêndido debaixo d’água, ou até mesmo imersa em dióxido de carbono, que normalmente sufoca as chamas. Isso me fazia lembrar as bombas incendiárias usadas durante a guerra, pois suas chamas não podiam ser apagadas com dióxido de carbono ou água e nem mesmo com areia. Na verdade, se aquecêssemos magnésio com areia, dióxido de silício — e o que poderia haver de mais inerte que a areia? —, o magnésio se queimava, brilhante, retirando o oxigênio da areia, produzindo silício elementar ou uma mistura de silício e siliceto de magnésio. (Apesar disso, usava-se areia para sufocar incêndios comuns que haviam sido iniciados por bombas incendiárias, mesmo ele sendo inútil contra o magnésio em combustão; em Londres, viam-se baldes com areia por toda parte, e cada casa tinha o seu.) Se despejássemos siliceto em ácido clorídrico diluído, ele reagia formando um gás espontaneamente in amável, o siliceto de hidrogênio ou silano, cujas bolhas subiam pela solução formando anéis de fumaça e se acendendo com pequenas explosões ao atingir a superfície.

Para as combustões, usava-se uma colher “de agradora” de cabo muito longo contendo sua pequena dose de combustível, que era baixada com todo o cuidado por um cilindro de ar, oxigênio, cloro ou o que fosse. As chamas eram muito melhores e mais brilhantes quando se usava oxigênio. Se derretêssemos enxofre e o puséssemos no oxigênio, ele se incendiava com uma chama azul forte, produzindo dióxido de enxofre, cujo cheiro pungente fazia cócegas no nariz embora fosse sufocante. A lã de aço, furtada da cozinha, era surpreendentemente in amável — também ela se queimava com chama vívida no oxigênio, produzindo uma chuva de fagulhas como as estrelinhas da noite de Guy Fawkes e um pó marrom e turvo de óxido de ferro.

Com esse tipo de química estávamos brincando com fogo, tanto no sentido literal como no metafórico. Energias imensas, forças plutônicas estavam sendo desencadeadas, e eu tinha uma sensação emocionante, mas precária, de estar no controle — às vezes por um o. Isso acontecia em especial com as reações intensamente exotérmicas do alumínio e magnésio — elas podiam ser usadas para reduzir minérios metálicos, ou mesmo para produzir silício elementar com areia, mas um pequeno descuido, um erro de cálculo, e tínhamos uma bomba nas mãos.

A exploração química, a descoberta química era ainda mais emocionante por seus perigos. Eu sentia certo prazer pueril em brincar com aquelas substâncias perigosas, e me espantei, em minhas leituras, com a série de acidentes que haviam sofrido os pioneiros. Poucos naturalistas tinham sido devorados por animais selvagens ou morrido envenenados por plantas ou animais peçonhentos; poucos físicos haviam

cado cegos por olharem para o céu ou quebrado a perna num plano

inclinado; mas muitos químicos haviam perdido olhos, membros e até mesmo a vida, geralmente ao produzirem inadvertidamente explosões ou toxinas. Os primeiros a estudar o fósforo sofreram, todos, graves queimaduras. Bunsen, estudando o cianeto de cacodilo, perdeu o olho direito numa explosão, e quase também a vida. Vários experimentadores de épocas posteriores, como Moissan, na tentativa de produzir diamante com gra te usando “bombas” de alta pressão intensamente aquecidas, correram o risco de passar desta para a melhor explodindo a si mesmos e a seus colegas de trabalho. Humphry Davy, um de meus heróis pessoais, quase fora as xiado por óxido nitroso e envenenado por peróxido de nitrogênio, além de sofrer grave in amação dos pulmões com ácido

uorídrico. Davy também fez experimentos com o primeiro “alto”

explosivo, tricloreto de nitrogênio, que levara dedos e olhos de muitas pessoas. Ele descobriu várias novas maneiras de fazer a combinação de nitrogênio e cloro, e certa vez causou uma violenta explosão quando visitava um amigo. O próprio Davy cou parcialmente cego, só se recuperando totalmente depois de quatro meses. (Não somos informados sobre os danos à casa desse amigo.)

Em The discovery of the elements havia toda uma seção dedicada aos “Mártires do Flúor”. Embora o cloro elementar houvesse sido isolado do ácido clorídrico na década de 1770, seu primo bem mais ativo, o

úor, não era obtido com tanta facilidade. Todos os primeiros

experimentadores, aprendi em minhas leituras, “sofreram a pavorosa tortura do envenenamento por ácido uorídrico”, e pelo menos dois morreram no processo. O úor só foi isolado em 1886, após quase um século de tentativas perigosas.

Fascinei-me ao ler essa história, e no mesmo instante, irresponsavelmente, quis obter úor por conta própria. Ácido

uorídrico era fácil conseguir: Tio Tungstênio usava grandes

quantidades para “perolizar” suas lâmpadas, e eu vira os garrafões onde ele guardava o ácido em sua fábrica em Hoxton. Mas quando contei a meus pais a história dos mártires do úor, eles me proibiram de fazer experimentos com aquilo em casa. (Cheguei a um acordo com eles mantendo um frasquinho de guta-percha com ácido uorídrico em meu laboratório, mas meu medo era tanto que nunca cheguei a abrir o frasco.)

Foi só mais tarde, re etindo, que me assombrei com a displicência com que Grif n (e meus outros livros) propunha o uso de substâncias extremamente venenosas. Eu não tinha a menor di culdade para obter cianeto de potássio na farmácia da esquina — era usado, em geral, para atrair moscas para uma garrafa mata-insetos —, mas eu podia facilmente ter me matado com aquela coisa. Em dois anos reuni uma variedade de substâncias químicas que poderiam ter envenenado ou explodido a rua

inteira, mas fui cuidadoso — ou tive sorte.3

Se meu olfato era estimulado no laboratório por certos odores — o cheiro pungente e irritante de amônia ou dióxido de enxofre, o asqueroso cheiro de sulfeto de hidrogênio —, era muito mais agradavelmente estimulado pelo jardim lá fora e pela cozinha, com seus aromas de comidas, essências e temperos. O que dava aroma ao café? Quais eram as substâncias essenciais do cravo-da-índia, das maçãs e das rosas? O que produzia o cheiro pungente da cebola, do alho e do rabanete? E, a propósito, o que causava o cheiro peculiar da borracha? Eu gostava especialmente do cheiro de borracha quente, que me lembrava um cheiro humano (tanto a borracha como as pessoas, aprendi mais tarde, contêm isopreno odorífero). Por que a manteiga e o leite cheiravam a azedo quando “estragavam”, como geralmente acontecia no calor? O que dava um agradável cheiro de pinho à terebintina? Além de todos esses odores “naturais”, havia os odores do álcool e da acetona que meu pai usava nas cirurgias, e do clorofórmio e do éter na bolsa de obstetra de minha mãe. Havia o aroma suave e medicinal do iodofórmio, usado para desinfetar cortes, e o cheiro irritante do ácido carbólico, que servia como desinfetante de banheiros (o rótulo mostrava uma caveira com ossos cruzados).

Eu tinha a impressão de que era possível destilar odores de todas as partes de uma planta — folhas, pétalas, raízes, casca. Tentei extrair algumas fragrâncias por destilação a vapor; juntei pétalas de rosa, botões de magnólia e grama cortada do jardim e as fervi em água. Seus óleos essenciais volatilizavam no vapor e se depositavam por cima no destilado quando ele esfriava (os pesados óleos essenciais marrons da cebola ou do alho, porém, afundavam no destilado). Alternativamente, podíamos usar gordura — manteiga, gordura de galinha — para produzir um extrato graxo, uma pomada, ou usar solventes como acetona e éter. De modo geral, minhas extrações não foram assim tão bem-sucedidas, mas consegui produzir uma razoável água de lavanda e extrair óleo de cravo-da-índia e óleo de canela usando acetona. As extrações mais produtivas deviam-se a minhas visitas a Hampstead Heath, onde eu colhia agulhas de pinheiros em grandes sacos e fabricava um bom e revigorante óleo verde rico em terpeno, cujo aroma lembrava-me um pouco o Friar’s Balsam que me mandavam inalar no vapor sempre que eu cava resfriado.

Eu adorava o aroma de frutas e vegetais, que saboreava com o olfato antes de comer. Tínhamos uma pereira no quintal, e minha mãe fazia um néctar de pera bem consistente, no qual o aroma da fruta parecia mais intenso. Mas li que o aroma de pera também podia ser produzido arti cialmente (como nas balas de pera), sem usar as frutas. Bastava começar com um dos alcoóis — etila, metila, amila ou outro — e destilá-lo com ácido acético para formar o éster correspondente. Surpreendi-me quando soube que algo tão simples como o acetato de etila podia ser responsável pelo complexo e delicioso aroma das peras e que ín mas mudanças químicas podiam transformá-lo em outros aromas de frutas — mudando-se de etila para isoamila obtínhamos o aroma de peras amadurecendo; outras pequenas modi cações produziam ésteres com aroma de banana, damasco, abacaxi ou uva. Esse foi meu primeiro contato com o poder da síntese química.

Além dos agradáveis aromas de frutas, havia diversos cheiros animalescos repulsivos, fáceis de fabricar com ingredientes simples ou extratos de plantas. Tia Len, com seus conhecimentos de botânica, às vezes conspirava comigo; mostrou-me uma planta, uma espécie de quenopódio, que quando destilada em meio alcalino — usei soda — emitia um material volátil com um cheiro horrível, parecido com o fedor de marisco ou peixe estragado. A substância volátil, trimetilamina, era surpreendentemente simples — eu imaginava que o cheiro de peixe estragado teria uma base mais complexa. Nos Estados Unidos, tia Len me contou, havia uma planta, skunk cabbage, que continha compostos com cheiro de cadáver ou carne putrefata; perguntei se ela podia me arranjar uma planta assim, mas felizmente ela não pôde.

Alguns daqueles cheiros ruins me inspiravam travessuras. Trazíamos peixe fresco para casa toda sexta-feira, carpa e lúcio, que minha mãe moía para preparar o ge lte de peixe para o sabá. Um dia adicionei um pouco de trimetilamina ao peixe; quando minha mãe sentiu o cheiro, fez uma careta e jogou tudo no lixo.

Meu interesse pelos aromas levou-me a querer saber como reconhecíamos e categorizávamos os odores, como o nariz podia instantaneamente distinguir ésteres de aldeídos ou reconhecer uma categoria como a dos terpenos quase de imediato. Por mais fraco que fosse o nosso olfato em comparação com o dos cães — nossa cachorra, Greta, conseguia detectar suas comidas favoritas se abríssemos uma lata no outro extremo da casa —, ainda assim os humanos pareciam possuir um analisador químico no mínimo tão re nado quanto os olhos ou os ouvidos. Não parecia existir alguma ordem simples, como a escala dos tons musicais ou as cores do espectro, mas mesmo assim nosso nariz era admirável porque fazia categorizações que correspondiam, de algum modo, à estrutura básica das moléculas químicas. Todos os halogênios, embora diferentes, tinham odores característicos de halogênio. O clorofórmio cheirava exatamente como o bromofórmio, e tinha um cheiro bem parecido (mas não idêntico) ao do tetracloreto de carbono (que era vendido como o líquido para lavagem a seco chamado Thawpit). A maioria dos ésteres tinha cheiro de fruta; os alcoóis — pelo menos os mais simples — tinham cheiros “alcoólicos” semelhantes, e o mesmo valia para os aldeídos e as cetonas.

(Erros e surpresas certamente podiam ocorrer: tio Dave contou-me que o fosgênio, cloreto de carbonila, o terrível gás venenoso usado na Primeira Guerra Mundial, em vez de anunciar-se perigoso emitindo um cheiro característico dos halogênios, tinha um enganoso odor de feno recém-cortado. Esse aroma adocicado e rústico, recendendo aos campos de feno da infância, foi a última sensação que tiveram os soldados envenenados por fosfeno antes de morrer.)

Os maus odores, os cheiros nauseabundos, sempre pareciam provir de compostos contendo enxofre (os cheiros de alho e cebola eram sulfetos orgânicos simples, tão próximos química como botanicamente), e atingiam seu auge nos alcoóis sulfurados, os mercaptanos. Li que o cheiro dos gambás provinha do mercaptano de butila, o qual, se muito diluído, era um aroma agradável e refrescante, mas bem de perto era abominável e sufocante. Alguns anos mais tarde, lendo Antic Hay, encantei-me ao ver que Aldous Huxley batizara de Mercaptano um de seus menos simpáticos personagens.

Re etindo sobre todos os fétidos compostos de enxofre e o cheiro horroroso dos compostos de selênio e telúrio, concluí que esses três elementos compunham uma categoria olfativa e química, e desde então passei a referir-me a eles como os “malcheirogênios”.

Eu sentira o cheiro de sulfeto de hidrogênio no laboratório do tio Dave — fedor de ovo podre, de peido, e (me disseram) de vulcão. Um modo simples de obtê-lo era despejar ácido clorídrico diluído em sulfeto ferroso. (O sulfeto ferroso, um bom tanto dele, eu mesmo z aquecendo ferro e enxofre juntos até carem incandescentes e se combinarem.) O sulfeto ferroso borbulhou quando despejei nele o ácido clorídrico, e instantaneamente emitiu uma enorme quantidade de sulfeto de hidrogênio fétido e sufocante. Escancarei as portas e saí para o quintal cambaleando, atordoado, passando mal, e me lembrei de quanto aquele gás era venenoso. Enquanto isso, o sulfeto infernal (eu havia preparado uma quantidade enorme) continuava a emitir nuvens de gás tóxico, que logo invadiram a casa. Meus pais, em geral, eram espantosamente tolerantes com meus experimentos, mas depois disso zeram questão de instalar um conduto de ventilação e mandaram que nesse tipo de experimento eu usasse quantidades menos generosas de reagentes.

Quando a atmosfera clareou de novo, física e moralmente, e o conduto de ventilação foi instalado, decidi produzir outros gases, compostos simples de hidrogênio com outros elementos além do enxofre. Sabendo que o selênio e o telúrio eram parentes próximos do enxofre, do mesmo grupo químico, empreguei a mesma fórmula básica: fazer um composto de selênio ou telúrio com ferro, e então tratar o seleneto ou telureto ferroso com ácido. Se o cheiro do sulfeto de hidrogênio era ruim, o do seleneto de hidrogênio era cem vezes pior — um fedor indescritivelmente horrendo, nauseante, que me sufocou e me fez lacrimejar, lembrando-me de rabanete e couve podre (naquela época eu tinha um ódio feroz a couve e couve-de-bruxelas, que em Brae eld serviam todo santo dia, cozida e requentada).

O seleneto de hidrogênio, concluí, era talvez o pior cheiro do mundo. Mas o telureto de hidrogênio vinha logo atrás, e também era um fedor dos infernos. Um inferno moderno, pensei, teria não só causticantes rios de enxofre, mas também lagos de selênio e telúrio ferventes.

* Um enorme salão de exposições, feito de ferro e vidro, que se incendiou em 1936. (N. T.)

OceanofPDF.com