menu_topo

Fale com o professor Lista geral do site Página inicial Envie a um amigo Autor

Coisas do Átomo
(Parte 1 - Primeiras leis)

Prof. Luiz Ferraz Netto
leobarretos@uol.com.br 

Introdução
Da mesma maneira que a química moderna começou com Lavoisier, a moderna teoria atômica — que se relaciona com toda a ciência da Física — começou com Dalton. John Dalton (1766-1844) foi um professor quacre (*) de Manchester, Inglaterra. Seu feito excepcional foi a explicação de fatos químicos conhecidos, tendo por base os átomos e as moléculas.

(*) Segundo o Aurélio: quacre - do inglês quaker - Membro de uma seita protestante (Sociedade de Amigos) fundada na Inglaterra, no séc. XVII, e difundida principalmente nos E.U.A. Os quacres não admitem sacramento algum, não prestam juramento perante a justiça, não pegam em armas, nem aceitam hierarquia eclesiástica. 

O conceito de átomos e moléculas como as menores partículas dos elementos e dos compostos não era nada novo. Mas os átomos de Dalton diferiam daqueles dos tempos antigos. Como um verdadeiro cientista, ele lhes atribuiu somente aquelas propriedades específicas exigidas pelos fatos químicos. Não lhes conferiu vagas propriedades que podiam ser adaptadas para satisfazer a qualquer explicação desejada. Alguns dos símbolos atômicos de Dalton são mostrados abaixo.


Alguns dos símbolos atômicos de Dalton para os
elementos químicos e seus compostos.

Enquanto Dalton especulava com os átomos por volta da passagem ao século XIX, lavrava uma grande controvérsia acerca da natureza dos compostos. Berthollet, químico francês, acreditava que a quantidade de cada elemento existente em um composto não era necessariamente constante. As proporções do hidrogênio e do oxigênio na água, por exemplo, podiam variar ligeiramente, dependendo da quantidade de cada elemento que estivesse disponível quando se formasse a água. 
Os argumentos de Berthollet foram refutados por outro químico francês, Joseph Louis Proust (1755-1826). Utilizando métodos aperfeiçoados para a preparação dos elementos químicos puros, ele mostrou em 1807 que um composto contém sempre os mesmos elementos, combinados exatamente nas mesmas proporções de peso. Este princípio tornou-se conhecido como a Lei das proporções constantes.

Como a lei de Lavoisier (a conservação do peso em uma reação), a lei de Proust constitui um marco na história do conhecimento químico. Ambas as leis tendiam a apoiar a teoria atômica que Dalton tinha descrito primeiramente em 1803. Ele ensinou que "as partículas básicas (átomos) de todos os corpos homogêneos são perfeitamente iguais em peso, aparência etc. Em outras palavras, cada partícula de hidrogênio é igual a qualquer outra partícula de hidrogênio etc."

Devia esperar, portanto, que cada molécula de um composto contivesse precisamente o mesmo número e a mesma espécie de átomos que as suas vizinhas. E como os átomos do mesmo elemento têm o mesmo peso, todas as moléculas que os contêm devem ser idênticas para o mesmo composto. Similarmente, como os átomos são inalteráveis e indestrutíveis, não pode haver perda de peso em uma reação química.

Peso do Átomo
Dalton prosseguiu explicando que “um grande objetivo deste trabalho é mostrar a importância e a vantagem de determinar os pesos relativos das partículas básicas, tanto dos corpos simples, como dos compostos (elementos e compostos)... “.
Dalton sabia que não havia esperança de pesar os átomos individuais dos diferentes elementos, mas entreviu um meio de determinar seus pesos relativos. Embora tivesse cometido muitos erros na determinação desses pesos atômicos relativos, seu método era basicamente correto. Para ilustrar, Dalton acreditava incorretamente que uma unidade de peso de hidrogênio combina-se com sete unidades de peso de oxigênio para formar água. Supondo que a molécula de água contém um átomo de cada elemento, um átomo de oxigênio pesaria sete vezes mais que um átomo de hidrogênio. Se o peso atômico do hidrogênio fosse considerado como sendo a unidade, o peso relativo do oxigênio seria sete. 
Sua conclusão estava errada, naturalmente, por duas razões: (1) a água contém dois átomos de hidrogênio para cada um de oxigênio; e (2) as proporções de peso dos dois elementos na água estão na razão de 8:1. Se considerarmos o peso do hidrogênio como sendo um, então o oxigênio tem um peso relativo de dezesseis.

Dalton descobriu outra lei importante, que sustentou grandemente sua teoria atômica. Proust tinha mostrado anteriormente que o mesmo par de elementos combina-se algumas vezes em proporções diferentes para formar compostos inteiramente diferentes. Descobriu, por exemplo, que o estanho e o oxigênio combinam-se em cada uma das seguintes proporções de peso:

Estanho       

Oxigênio

88,1%   11,9% - óxido estanoso
78,7%   21,3% - óxido estânico

Proust não conseguiu descobrir qualquer relação entre as duas composições, porque expressou os pesos relativos dos dois compostos em porcentagens do peso total. Dalton expressou a composição de cada composto de maneira diferente — escrevendo os dois pesos de oxigênio que se combinam com o mesmo peso de estanho. Por exemplo:

Estanho

      

Oxigênio

100 gramas   13,5 gramas - óxido estanoso
100 gramas   27,0 gramas - óxido estânico

Escrevendo desta maneira, é claro que os dois pesos do oxigênio estão na proporção de 1:2. A lei das proporções múltiplas de Dalton diz-nos que quando o mesmo peso de um elemento combina-se com diferentes pesos de outro elemento para formar mais de um composto, os diferentes pesos estão na proporção de pequenos números inteiros, dois, três, quatro etc.
Dalton naturalmente concluiu que o óxido estanoso (SnO) contém um átomo de cada elemento, enquanto que o óxido estânico (Sn02) contém um átomo de estanho para dois de oxigênio. A lei encaixava-se lindamente tanto com sua teoria atômica como com a lei das proporções constantes de Proust.

Lei de combinação por volume
Na virada do século, os cientistas sabiam que dois volumes de hidrogênio e um volume de oxigênio podem ser “centelhados” ou explodidos para produzir água, sem nenhum desprendimento de gás, como ilustramos:


A lei da combinação por volume, aplicada ao
hidrogênio e ao oxigênio.

Este era o exemplo típico de uma lei geral que começava a tomar forma. A lei química dos volumes, de autoria de Gay-Lussac, estabelece que os volumes dos gases (supondo-se as mesmas pressão e temperatura) que se combinam em uma reação química relacionam-se na proporção dos pequenos números inteiros. 
Gay-Lussac testou a lei com as experiências mais extensivas e exatas jamais feitas com as reações dos gases. Em 1808, a lei tinha sido verificada para a amônia (NH3), ácido clorídrico (HCl), óxido nitroso (NO), óxido nítrico (NO2) e dióxido de enxofre (SO2).

 Ele descobriu que quando os gases se combinam, seus volumes relativos sempre apresentam uma relação entre si correspondente a um número inteiro, o mesmo acontecendo relativamente ao volume do composto resultante, se este for um gás. Por exemplo, um volume de oxigênio combina-se com dois volumes de hidrogênio para formar dois volumes de vapor de água; um volume de nitrogênio combina-se com três volumes de hidrogênio para formar dois volumes de gás de amônia, e assim por diante.

Gay-Lussac deu então um passo demasiado à frente, concluindo que iguais volumes de gases contêm o mesmo número de átomos. Dalton mostrou que tal não pode ser verdade. Tomemos o óxido nitroso (NO) por exemplo — que é um composto de nitrogênio e de oxigênio. Gay-Lussac teria escrito da seguinte maneira a fórmula da reação: N + O = NO (1 átomo de nitrogênio + 1 átomo de oxigênio = 1 molécula de óxido nitroso)

A consideração da natureza de um gás poderá ajudar-nos a compreender as implicações desta equação. Um gás é uma substância que consiste de partículas extremamente pequenas de matéria, separadas por grandes espaços vazios. As distâncias de separação são muito maiores que as dimensões das partículas. Assim, o volume de um gás depende somente de dois fatores: o número de partículas e sua distância de separação. Ele não depende das dimensões das partículas, uma vez que elas são meramente pontos, para todos os fins práticos. 
Gay-lussac estava ciente dessas idéias. Concluiu que um litro de óxido nitroso devia conter a mesma quantidade de partículas que um litro de nitrogênio ou de oxigênio — mesmo que uma molécula de óxido nitroso seja maior que um átomo, tanto do oxigênio, como do nitrogênio. Ele acreditou, portanto, que um volume (digamos, um litro) de nitrogênio devia combinar-se com um volume de oxigênio para produzir um volume de óxido nitroso. Entretanto, quando a experiência foi realizada, obteve dois volumes de óxido nitroso; exatamente duas vezes mais do que ele contava. Era como se uma partícula de nitrogênio e uma de oxigênio se tivessem combinado para produzir duas partículas de óxido nitroso. Se iguais volumes de gases elementares contêm números iguais de átomos, um volume de nitrogênio mais um de oxigênio deviam combinar-se para fazer apenas um volume de óxido nitroso, em vez de dois.

Esta dificuldade foi explicada em 1811 pelo italiano Amedeo Avogadro (1776-1856). Ele sugeriu que os átomos de alguns gases, mas não de todos, andam aos pares. Em outras palavras, podia haver moléculas de elementos gasosos, exatamente como dos compostos. A reação para formação do óxido nitroso podia ser, então, escrita assim: N2 + O2 = 2 NO (1 molécula de nitrogênio + 1 molécula de oxigênio = 2 moléculas de óxido nitroso, ou 1 volume de nitrogênio + 1 volume de oxigênio = 2 volumes de óxido nitroso.)

O subscrito 2 do oxigênio e do nitrogênio indica que cada molécula de cada elemento contém dois átomos. A lei de Avogadro diz-nos que iguais volumes de gases (a pressão e temperatura iguais) contêm o mesmo número de moléculas. A despeito da verdade e da importância da lei de Avogadro, ela despertou acérrimas controvérsias na época, e não foi geralmente aceita até ser revivida uns cinqüenta anos mais tarde.

Peso atômico relativo
Durante a segunda década do século dezenove, Jons Berzelius (1779-1848) executou o trabalho que o tornou o líder reconhecido da Química. Crente ardoroso da teoria atômica, decidiu determinar os pesos atômicos relativos de todos os elementos conhecidos. Para garantir a precisão, purificava todos os elementos que usava, não uma ou duas vezes, mas dezenas de vezes. As dificuldades sob as quais trabalhou este grande químico sueco foram tremendas. 
Seu “laboratório” consistia de dois quartos de sua casa, que não eram equipados nem com água corrente, nem com gás. Ele não dispunha de forno nem de capela, e sua pia tinha um pote debaixo dela, para recolher os líquidos, quando era retirado o bujão. Sempre que precisava de um cadinho de prata, tinha que pedir emprestado o único existente na Suécia. Fabricou com suas próprias mãos a maior parte dos outros equipamentos de que precisava. Tornou-se um perito soprador de vidro, por exemplo, com a única finalidade de construir seus próprios aparelhos.

A despeito dessas desvantagens, Berzelius purificou e analisou composto após composto, até determinar a composição de mais de duas mil substâncias químicas. Após anos de paciente labuta, publicou os pesos atômicos dos quarenta elementos químicos diferentes conhecidos pelo mundo científico da época. Sua tabela de pesos atômicos permanece até hoje como um monumento à sua meticulosidade, perícia e perseverança. Mais tarde, seu trabalho assumiu importância ainda maior, quando um grande químico russo, Mendeleiev, observou certas irregularidades entre os elementos. 

Segue: Coisas do átomo (Parte 2)

 


Copyright © Luiz Ferraz Netto - 2000-2011 ® - Web Máster: Todos os Direitos Reservados

Nova pagina 1