Um químico chamado...

LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO AVOGADRO

                    Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro Di Quarequa e Di Cerreto nasceu em Turim, Itália em 09 de agosto de 1776 e viveu até 9 de julho de 1856. Em 1789 (com 13 anos) licenciou-se em filosofia e em 1792 (com 16 anos) bacharelou-se em jurisprudência. Em 1800 inicia sérios estudos em matemática e física. Em 1820, recebe o título de Professor Emérito da Universidade de Turin. Seus trabalhos mais importantes foram publicados entre 1811 e 1821.

          Do ponto de vista histórico, ficou conhecido pela hipótese, afirmada em 1811, de que nas mesmas condições de temperatura e pressão, volumes iguais de diferentes gases contêm igual número de moléculas.

      Foi ele que demonstrou pela primeira vez que muitos gases são formados por moléculas que contém mais de um átomo como por exemplo H2, O2 e Cl2, fundamental para a compreensão de sua hipótese.

         A partir das relações entre os volumes de O2 e H2 para formar a água conclui que a proporção entre seus átomos é de 2:1. Até então a fórmula da água éra considerada como sendo HO e não H2O.

        Foi um dos fundadores da físico-química, mas não foi reconhecido em sua época por ser uma pessoa muito retraída, considerado como pouco preciso e publicar em revistas pouco reconhecidas pelos cientista de sua época. Somente dois anos depois de sua morte, seus colegas reconheceram o quanto sua hipótese ajudava na resolução de problemas de química.

          A constante que nós dá o número de partículas (átomos, moléculas, íons, elétrons, etc) presentes em um mol de tais partículas recebe o nome de CONSTANTE DE AVOGADRO em sua homenagem.

           O valor utilizado para fins didático da Constante de Avogadro é de 6,02x1023 mol-1. A primeira determinação de seu valor aproximado foi feita por Robert Brown em 1827.

Avogadro - a sua contribuição para a Química

     Para se compreender a contribuição de Avogadro, são necessárias certas considerações das idéias que estavam se desenvolvendo naquela época. A própria Química estava começando a se tornar uma Ciência Exata. A Lei das Proporções Definidas e a Lei das Proporções Múltiplas eram bem aceitas por voltas de 1808, quando John Dalton publicou o seu "Novo Sistema de Filosofia Química". Lá ele propunha que os átomos de cada elemento possuía um peso atômico característico, e que eram os átomos que seriam as unidades das combinações químicas. Entretanto Dalton não tinha uma forma de determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, de modos que ele fez, erroneamente, a proposição que, no composto mais simples entre dois elementos, existiriam apenas um átomo de cada elemento. Assim sendo, a água, por exemplo, seria HO. Seguramente essa proposição foi imposta a Dalton pelo seu profundo caráter religioso, pois era um Quaquer convicto, e obrigado por isso a levar a vida de uma forma o mais simples possível - daí a idéia que os compostos deveriam também ser os mais simples possíveis.

          Nessa época, Gay-Lussac estudava rações químicas de gases, e achou que as razões entre os volumes dos gases reagentes eram números inteiros pequenos. Imagine: um volume de oxigênio reagindo com dois volumes de hidrogênio para produzir dois volumes de vapor d'água - relação de 1:2 entre os gases reagentes! esse fato teria providenciado um método lógico de medição de pesos atômicos, mas o próprio Gay-Lussac não percebeu a profundidade do seu achado, e não levou adiante os seus estudos nessa direção. Foi Dalton que sentiu que uma relação simples, de números inteiros dos volumes dos gases que reagem, implicam uma igualmente simples relação entre as partículas que reagem. Entretanto, como Dalton pensava em partículas como sendo átomos, ele não conseguia entender em como uma partícula de oxigênio poderia produzir duas partículas de água! e daí, tratou de detonar o trabalho de Gay-Lussac, pois o que ele dizia era uma ameaça direta para a sua nascente Teoria Atômica.

        Em 1811 Avogadro publicou um artigo num jornal científico na época obscuro, o "Journal de physique", onde ele fazia a distinção clara entre moléculas e átomos. Ele mostrava que Dalton confundia os conceitos de átomos e moléculas. Afirmava que os "átomos" de hidrogênio e oxigênio eram na verdade "moléculas" contendo dois átomos cada. Assim, uma molécula de oxigênio reagiria com duas moléculas de hidrogênio, produzindo duas moléculas de água. Simples, não? Não para aquela época! daí Avogadro sugerir que:

          "Volumes iguais de todos os gases à mesma temperatura e pressão contém o mesmo número de moléculas" o que é hoje em dia conhecido como Princípio de Avogadro.

        Entretanto, como Avogadro trabalhava só, escrevia em jornais obscuros, era muito religioso (sem ser piegas) e muito modesto, o seu trabalho foi largamente negligenciado, ainda porquê estava na moda a nascente Eletroquímica, que estudava a decomposição de sais pela eletricidade. Essa ciência, desenvolvida por Galvani e por Volta, veio a ter na época o seu mais criativo pesquisador, Berzélius, que não podia aceitar as idéias de Avogadro, pois acreditava que um composto deveria conter uma porção positiva combinada com uma porção negativa, tipo Na+Cl- - como então imaginar dois átomos iguais tipo H e H se combinando para estarem juntos numa mesma molécula? Impensável, como que o hidrogênio poderia ser, ao mesmo tempo, H+ e H- ? Assim, o trabalho de Avogadro foi completamente negligenciado, permanecendo na obscuridade por 59 anos!

         Dessa forma, o conceito que prevaleceu por quase sessenta anos após a publicação dos trabalhos de Avogadro era de que uma composição química deveria ser formada pela atração de partículas contendo cargas opostas. Esse conceito atrapalhou tanto o desenvolvimento de uma química centrada em um conceito único, sólido, que os químicos acabaram por se reunir em um grande conselho, a Conferência de Karlsrue, na Alemanha, em 1860, para debater principalmente assuntos como a natureza da água - era ela HO ou não?                Nessa conferência, Stanislao Cannizarro teve que forçar a apresentação do seu compatriota Avogadro, mostrando que suas idéias permitiriam não só a determinação das massas atômicas das moléculas, mas também, indiretamente, dos seus átomos constituintes. Estava ali a chave para a determinação da molécula de água como H2O e, subsequentemente, da unificação da química em torno de uma base única, de um conceito firme e sólido.

O número de Avogadro

           Só muito depois de Avogadro é que o conceito de mol foi introduzido: desde que o peso molecular em gramas (mol) de qualquer substância contém o mesmo número de moléculas, então, de acordo com o Princípio de Avogadro, o volume molar de todos os gases deve ser o mesmo (de fato, 22,4 L nas CNTP). O número de moléculas em um mol é hoje conhecido como Número de Avogadro, mesmo que ele próprio nunca o tenha, ele mesmo, o determinado.

            Como sabemos muito bem, o número de Avogadro é inimaginavelmente grande, muito difícil de se compreender, o seu valor aceito atualmente sendo 6.0221367 x 1023. Existem muitas formas de se tentar visualizar o tamanho de tal número, por exemplo:

- Se você cobrir a superfície do Brasil de caroços de milho de pipoca, o país ficaria coberto com uma camada de caroços com uma altura de aproximadamente 12 quilômetros.

-Se você conseguisse contar átomos numa velocidade de dez milhões de átomos por segundo (1 x 107 átomos/s), você levaria dois bilhões de anos para contar os átomos de um mol.

-Se você tivesse o número de avogadro de moedas de 1 Real, quanto você acha que elas pesariam? Algo como 2 x 1018 toneladas.

-O número de Avogadro de uma pilha de papel de arroz de 1/4000 centímetro de espessura cada teria uma altura 100 milhões de vezes maior que a distância terra-sol.

A determinação do número

           Cannizarro, por voltas de 1860, utilizou as idéias de Avogadro para obter um conjunto de pesos atômicos, baseado no fato de que um volume de oxigênio era 16 vezes mais pesado do que o mesmo volume de hidrogênio. Em 1865, Loschmidt utilizou uma combinação de densidade líquida, viscosidade gasosa e a teoria cinética dos gases para estabelecer, aproximadamente, o tamanho de uma molécula, e portanto o número de moléculas em 1 cm3 de um gás. No século 20, as experiências de gotas de óleo de Mulliken (ou Millikan, como escrito em muitos livros em português) deu bons valores, que foram utilizados por muito tempo (dica: procure-as no seu livro de Química Geral). O método moderno envolve a medida da densidade de um cristal, o tamanho de sua cela unitária, e da massa relativa do átomo que o constitui. São portanto empregados Medidas muito boas foram feitas por esse método no National Institute for Standards and Technology (NIST).

           Hoje, o Número de Avogadro não é mais chamado de "número", mas sim de Constante de Avogadro, pois o mol é agora reconhecido como sendo a constante universal de medida de quantidade de substância.

“Os sujeitos de qualidades extraordinárias dependem do tempo em que vivemos.

Nem todos tiveram a época que mereciam e muitos que tiveram não souberam aproveitá-la.

Alguns merecem tempos melhores, pois nem tudo o que é bom triunfa sempre. Todas as coisas têm suas estações e até os valores estão sujeitos à moda. Os sábios tem uma vantagem: é eterno.

Se este não é o seu século, muitos outros serão.”

Referências

FARIAS, Robson Fernandes. Para gostar de ler a História da Química. Campinas, SP: Editora Átomos 3ªedição, 2008. P 77-78.

BENSAUDE-VICENT, Bernadette; STENGERS, Isabelle. História da Química. Instituto Piaget: Lisboa, 1992. P 102, 172-175, 185, 196,200, 213, 329, 342.

Disponível  http://creativecommons.org/licenses/by/2.5/br.