As Leis
do Atomismo Científico. Em verbetes desta série, vimos que o átomo
grego começou a ser considerado sob o aspecto científico para poder explicar
algumas leis observadas em experiências químicas realizadas na segunda metade do
Século 18 e começo do Século 19. Com efeito, em 1789, o químico francês Antoine
Laurent Lavoisier (1743-1794) publicou seu famoso livro Traité Elémentaire de Chimie
(“Tratado Elementar de Química”), no qual enunciou sua célebre lei
(trabalhada desde 1772): A soma
das massas dos produtos de uma reação química é constante, quando a mesma se
realiza em sistemas fechados.
Na
Natureza nada se cria, nada se perde; tudo se
transforma.
Ainda naquele livro, Lavoisier utiliza a ideia que tivera, em 1783, de que a água era composta de ar deflogisticado e de ar
inflamável denominados por ele, respectivamente, de oxigênio (gerador de óxido) e de hidrogênio (gerador de água – hydro, em grego).
Por sua vez, em 1799, os químicos franceses Claude Louis,
Conde Berthollet (1748-1822) e Joseph Louis Proust
(1754-1826), de modo independente, observaram que os elementos químicos unem-se,
não de qualquer maneira, mas só segundo “certas proporções”. Para Berthollet, tais proporções “não eram obrigatoriamente
fixas”; contudo, para Proust, elas seriam “fixas” sempre que se tratava realmente
de “combinações” e não apenas de “misturas” como considerava Berthollet. Essas observações de Berthollet-Proust
ficaram posteriormente conhecidas como a Lei de Proust ou Lei das Proporções Definidas: Em uma mesma reação química, seja ela qual for, as massas dos elementos que integram um composto estão
entre si numa razão definida. Vejamos como essa lei se
aplica, por exemplo, a uma massa (M) água formada de N compostos do tipo HaOb, em que
a e b representam, respectivamente, o número de átomos de hidrogênio (de massa mH)
e oxigênio (de massa mO). [É oportuno
esclarecer que a notação dos elementos químicos, envolvendo letras de seus
respectivos nomes latinos (algumas vezes gregos), só foi proposta pelo químico
sueco Jöns Jakob Berzelius
(1779-1848), em 1813 (Annals of Philosophy 2, p. 443; 3, p.
51; 93; 244; 353)]. Assim, aquela massa
(M) é representada por: M = N (a mH + b mO). Ora, como nessa expressão todos os
termos são constantes, então será também constante a relação a mH/b mO, resultando daí a Lei
de Proust. [Armando Gibert, Origens Históricas
da Física Moderna (Fundação Calouste Gulbenkian, 1982); José Leite Lopes, A Estrutura
Quântica da Matéria (EDUERJ, 1992); Francisco Caruso e Vitor Oguri, Física Moderna: Origens Clássicas e Fundamentos
Quânticos (Campus/Elsevier, 2006)]. Desde 1787, o químico inglês
John Dalton (1766-1844) começou a se interessar pela meteorologia, fazendo
registros diários de todos os eventos do tempo (pressão, temperatura, umidade, índice
pluviométrico etc.), e que foram reunidos por ele no livro intitulado Meteorological Observations
and Essays (“Observações
e Ensaios Meteorológicos”), publicado em 1793. Note que esse hábito foi
conservado por Dalton até o dia de sua morte, no dia 27 de julho de 1844.
[Arnold Thackray, IN: Dicionário de Biografias Científicas (Contraponto,
2007)]. Sendo versado em Matemática,
além de Botânica, então, a partir de seus estudos sobre Meteorologia, Dalton
começou a desenvolver uma teoria sobre as misturas de fluidos gasosos,
particularmente atmosféricos, que foi por ele submetida, em 14 de setembro de
1801, ao Journal of Natural Philosophy, Chemistry and the Arts,
que havia sido recentemente criado pelo químico inglês William Nicholson (1753-1815).
É nessa teoria que Dalton a apresenta sua famosa Lei das Pressões Parciais:
Quando dois fluidos elásticos, denominados A e B, são misturados,
não há repulsão mútua entre suas partículas; isto é, as partículas de A não
repelem as de B, como o fazem entre si. Consequentemente,
a pressão ou o peso total sobre qualquer partícula dada só depende das de sua
própria espécie.
A pressão total de uma mistura de gases é a soma das
pressões parciais dos gases componentes. É ainda nesse
trabalho que Dalton, de maneira independente, afirmou: - Todos os fluidos elásticos expandem a mesma quantidade de calor,
afirmação essa que já havia sido apresentada pelo físico francês Jacques Alexandre
(André) César Charles (1746-1823), por volta de 1787, porém sem publicá-la. (Thackray, op. cit.). A expansibilidade isobárica
dos gases (fluidos) também foi objeto de estudo por parte do químico e físico
Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), em 1802, ocasião
em que determinou o coeficiente de expansão cúbica Em 1808, Dalton publicou o
livro intitulado New System of Chemical
Philosophy - I (“Novo Sistema de
Filosofia Química – I”) (a parte II foi publicada em 1810), no qual afirmou que
na Natureza existem átomos invisíveis e imutáveis, e que todos os átomos de um
mesmo elemento químico são idênticos, e que vários átomos se podem reunir para
formar um “átomo composto”. Ainda nesse livro, Dalton apresentou sua célebre Lei das Proporções Múltiplas, logo conhecida
como Lei de Dalton: Se dois gases A e B
formarem mais de um composto, as massas de A que se combinam
com a mesma massa de B, nos diferentes compostos, devem ter, como razões,
números inteiros. Um novo aspecto dessa lei
foi descoberta, também em 1808, por Gay-Lussac,
trabalhando em colaboração com o químico francês Louis Jacques Thenard (1777-1857). Eles descobriram que, sob pressão e
temperatura constantes, um volume de gás oxigênio (O) (a partir daqui, vamos
usar a notação atômica atual) se combina exatamente com dois volumes de gás
hidrogênio (H) para formar dois volumes de vapor d´água. Descobriu mais ainda que um volume de gás
nitrogênio (N) se combina com um volume de O para formar dois volumes de óxido
nítrico (NO). Essa descoberta ficou conhecida como Lei de Gay-Lussac ou Lei dos Volumes: Se os gases A e B se combinam para formar um
composto C, os três volumes relativos podem ser representados por números
inteiros. Registre-se que Gay-Lussac só publicou essa sua lei em 1809 (Mémoires de As leis do atomismo químico de Proust, de Dalton e de
Gay-Lussac, vistas acima, começaram a ser entendidas
graças ao trabalho do físico italiano Loreno Romano Amedeo Avogadro Carlo di Quaregna
e di Cerreto, Conde de Quaregna
e de Cerreto (1776-1856). Com efeito, em 1811 (Journal de Physique 73, p. 58), Avogadro enunciou a sua famosa hipótese: Todos os gases à
mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de partículas por unidade de
volume. Contudo, ele teve o
cuidado de especificar que as partículas poderiam ser átomos ou moléculas, fazendo então a distinção entre esses dois tipos de partículas. Com
essa distinção feita, foi possível entender a observação “esquisita” realizada
por Gay-Lussac, conforme vimos acima, qual seja: um
volume de gás oxigênio (O) se combina exatamente com dois volumes de gás
hidrogênio (H) para formar dois volumes de vapor d´água. Segundo a proposta de Avogadro, essa
combinação decorre do fato de que um volume da molécula de oxigênio (O2)
se combina com dois volumes da molécula de hidrogênio (H2) para formar
dois volumes da molécula de água (H2O): 
|
. Para a outra observação feita por 
. Observe que a distinção oficial entre 