O Rei Está Nu: o Processo do Conhecimento - método científico (49)

Artigo 113, publicado no Correio da Serra, Santo Antonio do Pinhal, SP, edição de Out 2015

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Quando Jöns Jacob Berzelius iniciou sua carreira de pesquisador, apenas 23 substâncias eram conhecidas como “simples”, o termo então usado para o que viriam a ser os elementos químicos.  Em seu imenso trabalho na análise de mais de dois mil compostos, Berzelius conseguiu isolar e determinar o peso atômico de mais de 40 elementos.

Depois de sua revolucionária obra, e por ocasião de sua morte em 1848, já 59 “elementos simples” eram conhecidos no meio científico e uma nova compreensão a respeito da constituição da matéria se firmava.

John Dalton, Amedeo Avogadro, Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850, francês) e Berzelius eram contemporâneos e faziam parte de enfoques distintos sobre a constituição da matéria: físicos e químicos tinham abordagens discordantes a respeito dos átomos, revelando o quanto questões culturais, filosóficas, políticas ou econômicas podiam (e podem) influenciar visões e atitudes do  pesquisador.  Entretanto, a distinção entre física e química não era muito clara.

Dalton, físico, havia criado sua hipótese de modelo atômico, a “bola de bilhar”, uma partícula maciça, indestrutível e indivisível (v. artigo O Processo do Conhecimento – Método Científico, Ago 2015).  A partir de suas experiências com gases, concluíra que numa reação química os elementos o fazem sempre numa proporção de números inteiros (1 para 1; 1 para 2 etc), o que o levou ao grande passo seguinte: estabeleceu “pesos relativos” para os “simples”, atribuindo ao hidrogênio o valor 1 e comparando-o aos demais, assim chegando a valores que mais tarde passaram a ser conhecidos como seus “pesos atômicos”.

Gay-Lussac, químico, ao estudar a teoria atômica de Dalton, percebeu que os diferentes gases, que combinava em volumes iguais em suas reações, produziam, em geral e contrariando a expectativa, o dobro do volume esperado.

Estes estudos dos gases renderam conhecimentos preciosos sobre suas propriedades.  Um deles foi a lei volumétrica, em que Gay-Lussac afirmava que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases numa reação têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos, tese publicada em 1808 envolvendo a reação entre hidrogênio e oxigênio, que tem como produto o vapor d'água.

Dessa lei derivou a unidade de medida de volume para os álcoois, hoje usada na medição do teor alcoólico de bebidas (p. ex., os 12°GL ou 12%V encontrados nos vinhos em geral).

Em parte, Gay-Lussac confirmava Dalton:

Gases… combinam-se entre si em proporções muito simples, e a contração de volume que eles experimentam durante a combinação também segue uma lei regular. Compostos de substâncias gasosas umas com as outras são sempre formados nas proporções mais simples e de forma que quando um dos termos é representado pela unidade, o outro é 1 ou 2 ou no máximo 3...”

Havia, porém, para muitas das reações experimentadas com os gases, o resultado obtido com o dobro do volume esperado.

Avogadro, físico, apoiado nos trabalhos de Gay-Lussac, buscou respostas, formulando em 1811 duas hipóteses.

Ao examinar os resultados experimentais do químico francês, Avogadro colocou em dúvida o ponto de vista

de Dalton, o átomo como unidade exclusiva das substâncias.  Preferiu focalizar o conceito de agrupamento combinado de átomos; em outras palavras, moléculas (os termos átomo e molécula eram então usados, embora tivessem significados distintos dos atuais).

Apresentava o que viria a ser conhecido como a Hipótese de Avogadro.  Em suas palavras: “A primeira hipótese que se apresenta a esse respeito, e que parece mesmo a única admissível, é supor que o número de moléculas integrantes num gás qualquer, é sempre o mesmo a volumes iguais, ou é sempre proporcional aos volumes...”, observadas as mesmas condições de pressão e temperatura.

Esta primeira hipótese, ao diferenciar átomo de molécula, possibilitava uma conciliação entre as ideias de Dalton e Gay-Lussac.  Porém como sempre ocorre, encontrou muitas resistências, não sendo facilmente aceita, mesmo contando com um inesperado apoio por parte dos trabalhos do físico francês André Ampère (1775-1836), em 1814, produzidos em pesquisa independente à sua.

A segunda hipótese era de que as “substâncias simples” pudessem ser formadas por moléculas com mais de um átomo (poliatômicas), ainda que de mesma natureza:

“...Mas um meio de explicar fatos deste tipo, em conformidade com a nossa hipótese se apresenta de modo bastante natural.  A saber, vamos supor que as moléculas constituintes de qualquer gás simples não são formadas de uma molécula elementar solitária, mas são feitas de um certo número dessas moléculas elementares, unidas por atração para formar uma molécula única.  E mais, supomos também que, quando moléculas destas substâncias vão se combinar com moléculas de uma outra, para formar a molécula de um composto, a molécula integral que se deveria formar se quebra em duas ou mais partes... compostas da metade ou da quarta parte etc..., do número de moléculas elementares que formavam a molécula constituinte da segunda substância.  Assim sendo, o número de moléculas integrais do composto se torna o dobro ou o quádruplo etc… do que seria, caso houvesse a quebra da molécula integral e passa a ser exatamente o número que é necessário para satisfazer o volume do gás resultante”.

Neste caso a oposição foi ainda maior, até mesmo da parte de Dalton e Berzelius, que supunham que átomos iguais, de mesma natureza, tenderiam a se repelir, tornando impossível a existência de partículas constituídas por átomos idênticos.

Havia um embate surdo entre uma concepção do átomo como entidade física real e outra que o supunha apenas um conceito abstrato útil como ferramenta hipotética; o “átomo físico” e o “átomo químico” não se conciliavam e décadas se passariam neste impasse.