Teoria Atômico Molecular

Marcos Rocha
Químico (IQ-USP, São Paulo), Professor (Colégio Etapa, São Paulo)
(Revisão do trabalho: Atílio Vanin, Professor Associado, IQ-USP)

A idéia de uma concepção atomística da matéria remonta às especulações dos filósofos gregos da Antigüidade, mas sua formulação em bases científicas é atribuída ao químico e físico inglês John Dalton.

Durante a Idade Média e o Renascimento, a verdade correntemente aceita era a de Aristóteles e dos filósofos estóicos, que sustentavam ser a matéria contínua.

Com o desenvolvimento da química, na Segunda metade do séc. XVIII, acumularam-se fatos que, para serem explicados, necessitavam de uma teoria sobre a constituição da matéria.

Por volta de 1785, Antoine Laurent de Lavoisier demonstrou que não há variação da massa numa reação química:

A massa dos produtos é igual à soma das massas das substâncias reagentes.

Lavoisier foi também quem introduziu a noção de substância elementar, “o último ponto que a análise química atinge”.

Em 1799, Joseph Louis Proust descobre a lei das proporções definidas, a qual afirma que:

Uma dada substância contém seus elementos constituintes na mesma proporção.

Por exemplo, em qualquer amostra de água, o hidrogênio e o oxigênio estão presentes na mesma proporção, em massa, de 1 para 8: 1 g de hidrogênio e 8 g de oxigênio combinam-se para formar 9 g de água. A presença em excesso de um dos elementos não altera a quantidade de composto formado: 2 g de hidrogênio e 8 g de oxigênio formarão 9 g de água, restando 1 g de hidrogênio sem reagir.

A lei das proporções definidas indica que as substâncias que participam de uma reação o fazem em quantidades precisas ou corpusculares.

A TEORIA DE DALTON
A teoria de Dalton baseava-se nos seguintes postulados:
* os elementos químicos consistem em partículas de matéria, ou átomos, que não se subdividem e que preservam sua individualidade nas transformações químicas;

* todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos e, em particular, têm a mesma massa, caracterizando-se cada elemento pela massa de seu átomo;

* os compostos químicos são formados pela união de átomos de diferentes elementos em proporções numéricas simples e determinadas, por exemplo, 1:1, 1:2, 2:3.

Desse modo Dalton procurou explicar as leis de Lavoisier e de Proust:
* Como os átomos não sofrem mudanças durante uma reação, a massa de um composto é a soma das massas, de seus elementos;

* Um composto é formado pela união de átomos em proporções determinadas;

* Consequentemente, a proporção, em peso, dos dois elementos é sempre a mesma em qualquer amostra do composto.

LEI DE DALTON

De sua hipótese Dalton concluiu que, se dois elementos, A e B, podem formar mais de um composto, então as massas de B que combinam com a mesma massa de A nos diferentes compostos estão entre si na mesma proporção que pequenos números inteiros. Por exemplo, oxigênio e carbono podem formar dois compostos: em um deles, monóxido de carbono, a proporção dos dois elementos é de 4:3 (massa), respectivamente, e no outro, dióxido de carbono, é de 8:3. As massas de oxigênio que reagem com a mesma massa de carbono nos dois compostos estão entre si como 4:8 ou 1:2. Essa lei, conhecida como lei das proporções múltiplas, ou lei de Dalton, foi derivada da teoria e posteriormente confirmada pela experiência, constituindo a primeira predição e o primeiro triunfo da teoria atômica da matéria.

Apesar do seu sucesso para explicar e predizer as leis da combinação química, a teoria de Dalton era incompleta, pois não podia determinar os pesos relativos dos átomos.

Dalton fez então, arbitrariamente, a suposição mais simples: quando apenas um composto de dois elementos fosse conhecido, estipulava-se AB para sua fórmula estrutural. A água era considerada como formada por um átomo de hidrogênio e um de oxigênio. Embora simples, a hipótese era incorreta e gerou algumas incongruências e dificuldades.

Também o estudo das propriedades da combinação de elementos gasosos levantou problemas que desafiaram a teoria atômica. Joseph Louis Gay-Lussac descobriu em 1805 que, numa reação de elementos no estado gasoso, os volumes dos reagentes e dos produtos, nas mesmas condições de pressão e temperatura, estão entre si como pequenos números inteiros.

Por exemplo, um volume de oxigênio combina-se com dois volumes de hidrogênio dando dois volumes de vapor de água, nas mesmas condições de pressão e temperatura; um volume de nitrogênio reage com três volumes de hidrogênio para dar dois volumes de amônia.

Se volumes de todos os elementos gasosos, bem como seus átomos, se combinam em proporções de pequenos números inteiros, deve haver uma relação simples entre o número de átomos em volumes iguais de todos os gases. Dalton admitiu que volumes iguais de todos os gases, submetidos à mesma pressão e temperatura, contêm o mesmo número de átomos. Mas então, quando um volume de oxigênio reage com dois volumes de hidrogênio para formar dois volumes de vapor de água, cada átomo de oxigênio deveria dividir-se, o que contraria o postulado da indivisibilidade do átomo em processos químicos.

A HIPÓTESE DE AVOGADRO

O físico italiano Amedeo Avogadro mostrou, em 1811, que a dificuldade poderia ser superada distinguindo-se os átomos das menores partículas de um gás, sendo estas últimas agregados de átomos que ele chamou moléculas. Avogadro postulou então que iguais volumes de todos os gases, nas mesmas condições físicas, contêm o mesmo número de moléculas. Nesse caso, 2 moléculas de hidrogênio reagirão com 1 molécula de oxigênio, dando 2 moléculas de água.

Admitindo que tanto a molécula de hidrogênio quanto a de oxigênio consistia em dois átomos, Avogadro solucionou, à luz da teoria atômica, o conflito colocado pelas experiências de Gay-Lussac, obteve a composição correta da água, H2O, e de várias outras substâncias, permitindo o cálculo dos pesos atômicos. A análise detalhada de muitas reações revelou que as moléculas dos elementos gasosos hidrogênio, oxigênio, cloro e nitrogênio contêm dois átomos, ao passo que nos gases inertes (hélio, neônio, argônio, criptônio xenônio e radônio) a molécula é monoatômica.

A hipótese de Avogadro não foi aceita de imediato pois seus contemporâneos, que não podiam conceber a combinação de átomos de um mesmo tipo. Quase cinqüenta anos mais tarde, com o trabalho de outro químico italiano, Stanislao Cannizzaro, ficou demonstrado que ela fornecia uma base racional para a determinação de pesos atômicos relativos. Na conferência internacional sobre pesos atômicos, realizada em Karlsruhe em 1860, as idéias de Avogadro e Cannizzaro foram reconhecidas. Essa data simboliza o estabelecimento definitivo da teoria atômica da matéria.

A segunda grande contribuição da química à teoria atômica foi a construção de uma tabela de elementos dispostos em ordem de periodicidade de propriedades, enunciada por Dmitri Ivanovitch Mendeleev em 1869. Dispondo os elementos conhecidos em ordem crescente de peso atômico, Mendeleev verificou que elementos quimicamente semelhantes ocorriam em intervalos regulares. Ele foi capaz de prever a existência de seis novos elementos, desconhecidos então, correspondentes a lugares não ocupados em sua tabela. Tal fato é uma importante indicação da regularidade da estrutura intra-atômica e só foi completamente explicado com o advento da teoria quântica. A estrutura do átomo e seus constituintes básicos não poderia ser revelada pela química convencional e teve de esperar por novas descobertas e novos métodos, que ocorreram no campo da física em fins do séc. XIX e princípio do séc. XX.

Aprofundando os conhecimentos
Usberco & Salvador, Química, Editora Saraiva, 1997.

Langford & Beebe, The Development of Chemical Principles, Dover, 1995.

Partington, A Short History of Chemistry, Dover, 1989.

Fonte:
http://allchemy.iq.usp.br/metabolizando/beta/01/indice.htm#ATO