Friedrich August Kekulé von Stradonitz

Nasceu em Darmstadt, Alemanha, no dia 7 de setembro de 1829. Estudou arquitetura na Universidade de Giessen, mas decidiu se voltar para a química, sob a influência de Justus von Liebig. Doutorou-se em química em Giessen em 1852, trabalhou em Paris e Londres, foi professor em Hiedelberg em 1856, depois em Gand, dois anos depois e, por fim, em Bonn em 1865.

Em 1857, Kekulé propôs a quadrivalência do carbono, que é o marco inicial da química orgânica estrutural. De seu trabalho resultou a idéia da possível existência das ramificações nas cadeias carbônicas.

Em 1825, Faraday descobriu o benzeno, no gás de iluminação usado nas cidades daquela época. Em 1834, Mitscherlich determinou a fórmula do benzeno - C6H6 . No entanto, os químicos ficaram por muito tempo sem saber ao certo qual sera a fórmula estrutural do benzeno; foi Kekulé que, em 1865, propôs a idéia do anel hexagonal, completada no ano seguinte com a hipótese da existência de um par de estruturas em equilíbrio, com alternância das ligações duplas.

Kekulé foi um dos pioneiros da química orgânica teórica. Suas idéias sobre a estrutura das moléculas orgânicas ajudaram o grande desenvolvimento da química industrial na Alemanha, no final do séc. XIX, especialmente no setor dos corantes. Kekulé foi um dos maiores professores de química de seu tempo; completou a sua obra - Tratado de Química Orgânica - de grande influência na época.

Três de seus discípulos foram premiados, mais tarde, com o Prêmio Nobel de Química: Van't Hoff (1901), Fischer (1902) e Baeyer (1905). Kekulé faleceu em Bonn, em 13 de julho de 1896.

EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS

CONCEITO DE ÁTOMO

Toda e qualquer espécie de matéria é constituída por átomos. Por enquanto, podemos imaginar os átomos como sendo bolinhas minúsculas, tão pequenas que não podem ser vistas, nem mesmo com o auxílio de poderosos instrumentos ópticos.

Há vários tipos de átomos (bolinhas diferentes entre si), sendo cada um deles maior ou menor, mais pesado ou mais leve que os demais.

São conhecidos, até o momento, 112 tipos diferentes de átomos (112 espécies de bolinhas diferentes entre si). Isso significa dizer que qualquer material recolhido na natureza é constituído por, pelo menos, uma espécie daquelas 112 bolinhas.

Elemento químico

Demócrito (400 anos a.C.) sugeriu que a matéria não é contínua, mas que é feita de minúsculas partículas indivisíveis (átomos) e aceitava a idéia de quatro elementos: terra, ar, fogo e água. Esta idéia foi rejeitada algum tempo depois por Aristóteles, que acreditava no modelo da matéria contínua, e seus argumentos permaneceram sem restrições até o século XVII.

No séc. XVII, Newton derrubou a teoria de Aristóteles, quando explicou o comportamento de gases em termos de movimento de partículas finitas e Higgins adaptou estas idéias para explicar a combinação proporcional de substâncias em reações químicas.

Ainda no séc. XVII, Robert Boyle contesta a noção da existência de quatro elementos (terra, ar, fogo e água). Não contradiz a idéia anterior de átomo, pois disse que os elementos não são feitos por nenhuma espécie mais simples. O mérito da proposta foi a possibilidade da existência de mais de 4 elementos, o que foi confirmado a partir do séc. XVIII com Lavoisier que, em sua época, chegou a compilar uma lista de 23 elementos. Somente em 1803 J. Dalton propôs o princípio unificador, segundo o qual as propriedades conhecidas da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. A conclusão das partículas finitas vem do conceito de massas atômicas (massas relativas dos átomos).

Como Demócrito, Dalton acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade da matéria. Experiências posteriores demonstraram que o átomo consiste em unidades ainda menores.

Resumindo, os pontos principais da Teoria de Dalton eram:

a) os átomos são maciços e indivisíveis;

b) átomos de elementos diferentes são diferentes;

c) para formar compostos, os átomos dos elementos ligam-se em proporções fixas e simples.

Elemento químico é o material formado por átomos iguais entre si (conjunto formado por todas as bolinhas de um mesmo tipo).

Uma sucessão de experiências notáveis (experiências de Faraday sobre eletrólise; a descoberta da radioatividade; experiências em tubos de gases) levou o cientista a supor que o átomo é divisível, sendo constituído de uma parte central, o núcleo, existindo, ao redor, os elétrons, constituindo a coroa ou eletrosfera.

Os elétrons são partículas dotadas de carga elétrica negativa. No núcleo, existem os prótons, partículas positivas, e os nêutrons, sem carga elétrica. Essas três partículas são chamadas de partículas fundamentais.

Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z). Assim, o conjunto de todos os átomos de número atômico 11 (11 prótons) é o elemento químico sódio.

Os químicos descobriram, até o momento, 112 elementos, dos quais 88 são naturais e os restantes, artificiais. Verifica-se que há uma correspondência entre o conjunto dos elementos químicos e o dos números atômicos.

Assim, o número atômico 11 define o elemento químico sódio. Quando se fala no sódio pensamos, imediatamente, no número atômico 11. Portanto, elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico.

Curiosidade

O microscópio de tunelamento eletrônico deu o Prêmio Nobel de Física, em 1986, aos seus inventores, Gerd Binnig (alemão) e Heinrich Rohrer (suíço). O funcionamento do microscópio lembra a agulha de um toca-discos. Uma agulha de tungstênio corre sobre a superfície que está sendo estudada, sem, no entanto, encostar na amostra. A agulha fica separada da amostra por uma distância de apenas 1 milionésimo de milímetro. Quando a agulha encontra em seu caminho uma elevação, que pode ser o topo de um átomo, o elétron salta da agulha para essa elevação, gerando uma corrente elétrica que aparece como ponto luminoso na tela do microscópio. O aumento conseguido chega a 100 milhões (108) de vezes, aparecendo um átomo com um diâmetro de aproximadamente 1 centímetro.

MODELOS ATÔMICOS

Demócrito

Por volta de 400 a.C. o filósofo grego Demócrito, através de seu professor Leucipo, sugeriu que a matéria não é contínua, mas feita de minúsculas partículas indivisíveis. Essas partículas foram chamadas de átomos (a palavra átomo significa, em grego, indivisível).

Modelo de Dalton

Em 1803, John Dalton, professor inglês, propôs a idéia de que propriedades da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Dalton acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade da matéria.

* Teoria Atômica:

Matéria: formada por átomos

Átomo: esfera maciça, indivisível

Átomos de um mesmo elemento: Iguais

Átomos de elementos diferentes: Diferentes

Átomos de elementos diferentes, quando combinados: Substâncias

As reações ocorrem com o rearranjo dos átomos

É também conhecido como modelo da "bola de bilhar".

Geissler e Crookes
A Ampola de Crookes produz descargas elétricas em tubos com gases rarefeitos e de baixa pressão: são os Raios Catódicos.

Ao fluir carga através do gás, este brilha como uma luz, cuja cor depende da natureza do gás usado. Um letreiro de neônio é um tubo de vidro que contém neônio à baixa pressão, em cujos extremos existem eletrodos metálicos. Quando se aplica aos eletrodos uma diferença de potencial de vários milhares de volts, a carga flui eletricamente através do gás e produz uma luz vermelha de um extremo ao outro do tubo.

Quando um tubo de descarga com pressão gasosa de cerca de 0,001 atm conduz a corrente, verifica-se que o gás se ilumina. Se a pressão for reduzida ainda mais, desaparece a luminosidade do gás, mas a carga continua fluindo.

O fluxo de carga se dirige em linha reta a partir do eletrodo negativo (cátodo). Daí o nome raio catódico.

Modelo de Thomson

Em 1897, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os raios catódicos podiam ser interpretados como um feixe de partículas carregadas, que foram chamadas de elétrons. A atribuição de carga negativa aos elétrons foi arbitrária.

Raio Catódico = Feixe de elétrons

Em 1898, Thomson apresentou o seu modelo atômico: uma esfera positiva na qual os elétrons estão distribuídos mais ou menos uniformemente. "Uma esfera de eletricidade positiva, na qual os elétrons negativos estivessem incrustados como balas de goma em uma bola de algodão".

* 1º Modelo Atômico Científico

Átomo DIVISÍVEL = Cargas Elétricas

Esfera maciça

Relação carga/massa
O modelo de Thomson pode ser comparado a um pudim positivo no qual existem ameixas negativas (plum-pudding).

Carga do elétron - experiência de Milikan

Em 1909, Milikan determinou a carga do elétron. Por meio de um atomizador, pulverizou gotículas de óleo entre duas placas carregadas.

Devido à ação da gravidade, as gotículas tendem a sedimentar. Dando a essas gotículas carga negativa, devido à atração da placa superior positiva, elas podem novamente subir. Por meio de uma luneta, mediu a velocidade de elevação de uma gotícula e a partir dessa velocidade calculou a carga de uma gotícula. Verificou que a carga de qualquer gotícula era sempre um múltiplo inteiro de 1,60.10–19 coulomb. Supôs, então, que esse era o valor da carga de um elétron. Fazendo cálculos obtém-se o valor da massa do elétron = 9,11.10–28 g.

Raios anódicos, positivos, canais

Em 1886, Eugen Goldstein, usando a Ampola de Crookes, com um pouco mais de gás que o tubo da descarga em alto vácuo, observou uma mancha luminosa atrás do eletrodo negativo. Logo foi verificado que se tratava de um fluxo de cargas positivas.

Os elétrons dos raios catódicos chocam-se com as moléculas do gás arrancando elétrons destas e produzindo íons positivos. Usando, por exemplo, gás hidrogênio formam-se os íons H+ e H+2.

A existência do próton já havia sido postulada, mas foi Thomson, em 1906, quem identificou o próton entre os íons positivos formados em um tubo com gás hidrogênio.

Em 1919, Rutherford identificou um próton isolado bombardeando núcleo de nitrogênio com partícula alfa.

1895: Röntgen

* Descobre o Raio - X

1896: Bequerel

* Radioatividade:

O átomo nuclear - Modelo de Rutherford

A idéia do átomo nuclear surgiu em 1911 com a experiência de Rutherford. Sabia-se que certos elementos emitiam partículas carregadas positivamente e que se moviam com grande velocidade. Eram partículas alfa, que Rutherford usou para bombardear lâminas metálicas bem finas. As partículas alfa são invisíveis, mas elas podem ser detectadas, pois produzem um clarão quando colidem em anteparo coberto de sulfeto de zinco (blenda).

Verificou que a maior parte das partículas alfa atravessava a lâmina metálica (bastante fina), seguindo uma trajetória retilínea, e que algumas partículas sofriam um desvio (para cada 10000 partículas alfa que atravessavam a lâmina em linha reta, uma era desviada). Descobriu também que algumas voltavam como que sofrendo uma reflexão.

Rutherford concluiu, então, que a lâmina era constituída de átomos formando uma massa compacta e que o átomo não era compacto.

Concebeu o átomo constituído de duas partes: um centro denso e diminuto carregado positivamente e uma parte envolvente desse núcleo, rarefeita e proporcionalmente enorme. Essa estrutura tornou-se conhecida como átomo de Rutherford (modelo planetário do átomo).

Para explicar a experiência, Rutherford concluiu que o átomo não era uma bolinha maciça; admitiu uma parte central positiva, muito pequena mas de grande massa ("o núcleo") e uma parte envolvente negativa e relativamente enorme ("a eletrosfera ou coroa"). Se o átomo tivesse o tamanho do Estádio Maracanã o núcleo teria o tamanho de uma azeitona. Surgiu dessa forma o modelo nuclear do átomo.

O modelo de Rutherford é o modelo planetário do átomo, no qual os elétrons descrevem um movimento circular ao redor do núcleo, assim como os planetas se movem ao redor do Sol.

Espectros

O estudo da luz emitida por substâncias, quando aquecidas, possibilitou o aparecimento das modernas teorias sobre a estrutura do átomo.

Sabe-se que a luz branca é composta por diferentes cores nas quais pode ser separada, quando atravessa um prisma de vidro.

Tomemos a luz branca emitida por um sólido incandescente, por exemplo, o filamento de tungstênio de uma lâmpada, passando através de um prisma.

O filme mostra um retângulo com luz vermelha em um dos extremos e violeta no outro extremo, e entre eles uma série contínua de cores.

Uma imagem luminosa deste tipo chama-se espectro contínuo. Quando se utilizam chamas que emitem luz colorida (qualquer gás aquecido), o espectro que se obtém é composto por uma ou mais linhas coloridas, separadas por espaços escuros. Este tipo de espectro chama-se espectro linear.

Cada uma dessas linhas corresponde a uma luz de energia definida, concluindo-se, portanto, que os átomos podem irradiar apenas certas energias.

Teoria dos quanta

Max Planck concebeu a idéia de que um corpo, ao emitir ou absorver energia, o faz de forma descontínua, ou seja, sob a forma de pacotinhos de energia. Cada pacotinho de energia denomina-se quantum ou fóton. Cada radiação contém fótons com energia específica, que é função de sua freqüência. O fóton da luz verde é diferente do da luz vermelha e assim por diante.

A energia de um fóton é dada pela relação: E = h.f , em que h é a constante de Planck: 6,6262.10–34 J.s, sendo f a freqüência.

Modelo de Bohr

O modelo planetário de Rutherford apresenta duas falhas:

a) uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em sua direção, acabando por colidir com ela. Os elétrons deveriam "cair" no núcleo, ocasionando o colapso do átomo, o que não acontece.

b) essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. Ora, o átomo no seu estado normal não emite radiação!

Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr expôs uma idéia que modificou o modelo planetário do átomo.

Um elétron num átomo só pode ter certas energias específicas, e cada uma delas corresponde a uma órbita particular. Quanto maior a energia do elétron, mais a sua órbita está afastada do núcleo.

Se o elétron receber energia, ele pula para uma órbita mais afastada do núcleo (o átomo fica excitado). Por irradiação de energia, o elétron pode cair numa órbita mais próxima do núcleo. No entanto, ele não pode cair abaixo de sua órbita normal estável.

O átomo está no estado fundamental quando todos os seus elétrons estiverem nos subníveis de menor energia possível.

Os postulados de Niels Bohr para o átomo de hidrogênio:

a) O primeiro postulado

"Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo atômico central."

b) O segundo postulado (condição de freqüência)

"Quando os elétrons passam de uma órbita para outra, um quantum de energia é absorvido ou emitido."

A absorção de energia obriga os elétrons a migrarem para posições mais externas (mais energéticas) do átomo, efetuando os chamados "saltos quânticos"; em seguida, os elétrons voltam, devolvendo a energia recebida. A energia absorvida e devolvida é a mesma e obedece à equação:

Ef - Ei = h.f = E

Se E < 0 ................. energia emitida

Se E > 0 ................ energia absorvida

A forma sob a qual esta energia será devolvida vai depender do valor da diferença Ef - Ei, uma vez que h é constante. Se esta diferença for grande, f também o será e a devolução deve ser sob a forma de uma radiação de alta freqüência, como por exemplo os raios X; se a diferença de energias for pequena, a freqüência também o será e, neste caso, a devolução deve ser sob a forma de radiação de baixa freqüência, como por exemplo as radiações luminosas (freqüências médias) ou radiações térmicas (freqüências bastante baixas).

c) O terceiro postulado

"Somente certas órbitas eletrônicas são permitidas e os elétrons não irradiam energia quando as percorrem."

As órbitas permitidas estão relacionadas com um número inteiro n, chamado número quântico principal, cujos valores possíveis no átomo variam de 1 a 7.

O enunciado do 3° postulado de Bohr quer dizer, afinal, que se os elétrons passarem pelas posições não permitidas deverão irradiar energia e é exatamente isto que ocorre ao efetuarem um "salto quântico".

Trabalhando com o espectro de absorção do hidrogênio:

* Momento angular de elétron

"n" pode assumir valores inteiros: são os Níveis de Energia

* Quantização da Eletrosfera

Em um nível, a energia é constante (Estado estacionário)

OBS: Toda teoria de Bohr é válida para átomos hidrogenóides (que apresentam apenas 1 elétron)

Níveis energéticos e distribuição eletrônica

A energia total (Et) de um elétron em uma órbita é a soma das energias potencial (Ep) e cinética (Ec):

Et = Ep + Ec

Observações:

a) O eV (eletronvolt) é uma unidade de energia, cujo valor em joule é:

1 eV = 1,602.10-19 J

b) As energia potencial e total crescem para a periferia do átomo, enquanto a energia cinética decresce no mesmo sentido. Para um nível bastante afastado, a energia total é por convenção igual a zero.

Para o átomo de hidrogênio, as energias dos estados eletrônicos permitidos são dadas por:

(Z = 1), atribuindo a n os valores 1, 2, 3...

No limite, quando n = infinito , o elétron está, de fato, separado do núcleo, sendo a energia do elétron igual a zero (convenção).

A energia de 13,6 eV é a energia mínima necessária para arrancar o elétron.

Dizemos que um átomo está no estado fundamental (normal) quando seus elétrons apresentam as mais baixas energias possíveis. Se a energia é absorvida por um átomo no estado fundamental, o valor aumentará. Dizemos, então, que o átomo está em um estado excitado, podendo voltar ao normal emitindo energia.

1916: Sommerfeld

* Subníveis de e

* Órbitas elípticas

Teoria ondulatória do elétron

É bastante freqüente para os físicos considerar a luz quer como um movimento de partículas muito pequenas, quer como o movimento de uma onda e, por exemplo, no fenômeno da difração, somente a teoria ondulatória explica o que ocorre.

Em 1924, Louis De Broglie sugeriu que o elétron poderia ser tratado da mesma forma que a luz, ou seja, um elétron em uma órbita de uma dada energia teria um comprimento de onda particular, associado a ele, se esse elétron fosse considerado uma onda.

1924: De Broglie

O elétron descrito como um ente de comportamento dualístico: Modelo Atômico Atual.

A teoria de De Broglie foi confirmada experimentalmente, em 1927, por Davisson e Germer.

1927: Heisenberg

Werner Heisenberg estabeleceu o seu "Princípio da Incerteza" (ou Princípio da Indeterminação, segundo o qual:

"Não é possível predizer, ao mesmo tempo, a posição e a quantidade de movimento de um elétron."

Consideremos o átomo de hidrogênio que tem um elétron apenas. Suponhamos que existisse um supermicroscópio, com o qual iríamos focalizar a coroa à procura do elétron. Ao focalizar a coroa, nós mandamos energia para a região focalizada. Se por acaso existisse um elétron nessa região, agora ele não estaria mais nesse local, pois o elétron já teria recebido energia, pulando para outro lugar.

1927: Erwin Schrödinger

* Equação de Onda: elétron descrito em função da probabilidade de localizá-lo (orbital).

Pelo Princípio de Heisenberg, não podemos determinar a posição de um elétron numa órbita em determinado instante. Se o elétron girasse ao redor do núcleo, em órbitas determinadas, conheceríamos a sua posição e a sua velocidade, contrariando o Princípio de Heisenberg. Assim, somos obrigados a dizer que o elétron não gira em órbitas determinadas ao redor do núcleo. Somente podemos prever a probabilidade de o elétron estar em certa posição, num determinado instante.

Consideremos o átomo de hidrogênio. Suponhamos o elétron movendo-se ao acaso em todas as direções, mas, encontrando-se com mais freqüência em alguns lugares que em outros. Suponhamos, ainda, que fosse possível localizar o elétron no espaço em dado momento colocando-se uma marca (ponto) nesse lugar. Repetindo esta operação um grande número de vezes, a densidade relativa dos pontos assim marcados representaria a possibilidade de encontrar o elétron no espaço.

Define-se então:

"Orbital é a região do espaço que o elétron ocupa a maior parte do tempo."

"Orbital é a região do espaço de máxima probabilidade de encontrar o elétron."

Note-se que o elétron poderá estar fora do orbital, mas a probabilidade será mínima.

Isto quer dizer que, considerando-se um elétron com uma dada quantidade de movimento, não se pode estabelecer com exatidão a sua posição, e vice-versa. Consequentemente, não se pode falar de posições precisas, exatas, de elétrons, mas sim de probabilidade de que um dado elétron esteja em uma certa posição em um determinado instante.

Schrödinger e Dirac estabeleceram, simultaneamente, uma equação para descrever o movimento ondulatório do elétron. Nesta equação, introduz-se uma "função de onda" representada classicamente pela letra psi, indicando a amplitude da onda eletrônica.

Logo depois, Born demonstrava que o quadrado da função de onda psi , quer dizer, psi ao quadrado, está relacionado com a probabilidade de encontrar o elétron numa determinada região em um dado instante.

Através da equação de Schrödinger, é possível estudar como varia a probabilidade de encontrar o elétron nos diferentes subníveis e orbitais das teorias clássicas. As soluções matemáticas encontradas para as probabilidades nos diferentes orbitais podem ser sempre representadas simplificadamente por meio de seus modelos geométricos, da mesma forma que, por exemplo, uma equação do 2° grau pode ser representada geometricamente por uma parábola.

1932: Chadwick

* Descoberta do nêutron.

 

Adolf von Baeyer

Nasceu em Berlim, Alemanha, em 31 de outubro de 1835. Dedicou-se inicialmente ao estudo da física teórica, mas logo voltou seus interesse exclusivamente à química. Estudou com Bunsen e Kekulé. Em 1858, doutorou-se na Universidade de Berlim, da qual tornou-se professor dois anos depois; passou a lecionar em Estrasburgo e, em 1875, em Munique, onde permaneceu até a sua aposentadoria em 1915. Nessa cidade construiu um laboratório, reuniu um grupo de jovens químicos e iniciou uma série de pesquisas importantes sobre os compostos orgânicos, como, por exemplo, a síntese do corante índigo, o estudo dos compostos do arsênio, as reações dos aldeídos e cetonas com fenóis e hidratos de carbono etc. Na química teórica, Baeyer estudou os compostos cíclicos e criou uma teoria sobre a tensão dos anéis, além da caracterização da isomeria cis-trans.

Baeyer passou dezessete anos (de 1865 a 1882) pesquisando o índigo natural, o qual é extraído de uma planta que era extensivamente cultivada na Índia e em Java, até chegar à sua síntese. Em 1893, a índustria alemã Basf desenvolveu um outro processo, mais barato, de se obter o índigo e começou a comercializá-lo. Como as sínteses eram mais baratas e melhores que o índigo natural, as plantações sofreram grande derrota no mercado, e isso gerou grave crise econômica nesses dois países

Baeyer recebeu o prêmio Nobel de 1905, por seus trabalhos em corantes sintéticos e compostos hidroaromáticos. Baeyer faleceu em Starnberg em 28 de agosto de 1917.

Svante August Arrhenius

Nasceu em Wijk, Suécia, em 19 de fevereiro de 1859. Aos 27 anos de idade, ingressou na Universidade de Upsala, onde se doutorou em 1884. A partir de 1891, tornou-se professor na Universidade de Estocolmo.

Já em 1884, propôs a sua célebre “Teoria da dissociação Iônica”, que revolucionou o mundo científico da época. De fato, suas idéias sobre a existência de íons foram muito combatidas de início, pois o Modelo Atômico de Dalton, que falava de partículas maciças, neutras e indivisíveis, era o mais aceito na época. Aos poucos, porém, as idéias de Arrhenius não só foram aceitas, como contribuíram para o desenvolvimento das teorias eletrônicas da matéria.

Por seus trabalhos, Arrhenius recebeu o Prêmio Nobel de Química em 1903.

Arrhenius faleceu em Estocolmo, em 2 de outubro de 1927.

John Dalton

Nasceu em Eaglesfield, Inglaterra, em 1766. Filho de família pobre, dedicou toda a sua vida ao ensino e à pesquisa. Com apenas 12 anos, começou a lecionar matemática na Quaker's School, em sua cidade natal.

Em 1793, estabeleceu-se em definitivo na cidade de Manchester, onde lecionou química, física, matemática e metereologia. Em 1794, após inúmeras observações, Dalton descreveu uma anomalia visual, que se caracterizava pelo fato de uma pessoa não poder distinguir corretamente entre as cores vermelha e verde, principalmente (é muito raro, mas também ocorre, da pessoa também se atrapalhar na distinção de outras cores). Essa doença, portada pelo próprio Dalton, recebeu o nome de “daltonismo”.

Estudando o comportamento dos gases e a dissolução de gases em líquidos, ele concluiu, em 1803, uma importante lei, que diz: “A pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais dos gases que a constituem”. Investigando a composição de diferentes óxidos de nitrogênio, Dalton estabeleceu a chamada “Lei das Proporções Múltiplas”.

Entre 1803 e 1804, Dalton estabeleceu as bases da teoria atômica, as quais foram detalhadas em seu livro “Novo sistema de filosofia química”. Dalton faleceu em Manchester, em 1844.

Colesterol

Na sua forma pura, o colesterol é um sólido cristalino, branco, insípido e inodoro. É um membro da família dos esteróides, sendo classificado como um álcool. Este composto é insolúvel em água e, conseqüentemente, insolúvel no sangue. Apesar da má fama, o colesterol é um composto essencial para a vida: está presente nos tecidos de todos os animais. Além de fazer parte da estrutura das membranas celulares, é também um reagente de partida para a biossíntese de vários hormônios, do ácido biliar (ácidos colanóicos) e da vitamina D.

O colesterol é sintetizado pelo fígado, em um processo regulado por um sistema compensatório: quanto maior for a ingestão de colesterol vindo dos alimentos, menor é a quantidade sintetizada pelo fígado. Diversos hormônios e outros compostos são sintetizados, no organismo, a partir do colesterol: Cortisol, Progesterona, Testosterona, etc.. A imprensa, muitas vezes, se refere ao "bom" e ao mau" colesterol. Entretanto, existe somente um colesterol. Várias são as formas, porém, em que este pode ser transportado, no sistema circulatório.

Colesterol e ácidos graxos, na forma de triglicerídeos, são insolúveis em água. Mas são transportado pelo sangue "embrulhados" em proteínas. Este complexo é chamado Lipoproteína. As lipoproteínas são classificadas em várias classes, de acordo com a natureza e quantidades dos lipídios e proteínas. Dentre estas classes, destacam-se:

"Chylomicrons": grandes partículas, que transportam as gorduras alimentares e o colesterol para os músculos (para energia), para o tecido lipidinoso (para estocagem) e para os seios (para a produção de leite).

"Very-Low Density Lipoproteins" (VLDL): são sintetizadas pelo fígado e transportam triiglecirídeos para os músculos e para o tecido lipidinoso. Na medida em que perdem triglicerídeos, estas partículas podem coletar mais colesterol e tornarem-se LDL.

"Low-Density Lipoproteins" (LDL): carregam cerca de 70% de todo o colesterol que circula no sangue. São pequenas e densas o suficiente para atravessar os vasos sanguíneos e ligarem-se às membranas das células dos tecidos. Por esta razão, as LDL são as lipoproteínas responsáveis pela arteriosclerose. O nível elevado de LDL está associado com altos índices de doenças cardiovasculares.

"High-Density Lipoproteins" (HDL): É responsável pelo transporte reverso do colesterol: carrega o colesterol em excesso de volta para o fígado. O nível elevado de HDL está associado com baixo índices de doenças cardiovasculares.

Friedrich Wöhler

Nasceu em Eschersheim, Alemanha, em 31 de julho de 1800. Em 1823, formou-se em medicina na Universidade de Heidelberg; um ano depois, estudou em Estocolmo, juntamente com Berzelius (de quem se tornou grande amigo). Wöhler lecionou química em Berlim, no período de 1825 e 1831, e em Kassel de 1831 a 1836. Em 1836, tornou-se diretor do Instituto de Química de Gönttigen.

Wöhler trabalhou principalmente no campo da química inorgânica, mas foi a síntese da uréia a partir do cianato de amônio que o imortalizou. Em 1807, Berzelius tinha proposto a idéia de que somente os seres vivos possuíam uma “força vital”, que seria capaz de produzir os compostos orgânicos; com isso, nenhuma substância orgânica poderia ser reproduzida ou sintetizada em laboratório. Em 1828, Wöhler aqueceu certa quantidade de cianato de amônio (NH4OCN), um composto inorgânico, e obteve uréia - O=C(NH2)2 - que se trata de uma substância produzida pelos animais. Estava, assim, caída por terra a teoria da força vital de Berzelius.

Wöhler se dedicou muito para a divulgação da química. Traduziu para o Alemão o “Tratado de Química” de seu amigo Berzelius e fundou, junto com Justus von Liebig, a revista “Anais de Química e Farmacologia”. Wöhler faleceu em Göttingen, em 23 de setembro de 1882.

Lavoisier, o pai da química moderna

Antoine Laurent de Lavoisier nasceu em 26 de agosto de 1743, em Paris. Filho de uma família abastada, teve uma esmerada educação, estudando nas melhores escolas francesas. Freqüentou o Colégio Mazarin, onde tornou-se um aluno brilhante e, na universidade, graduou-se em direito, em 1764.

Lavoisier acabou não exercendo a profissão de advogado, mas se notabilizou como cientista. De onde teria vindo sua aptidão para as ciências? Com a morte de sua mãe, quando contava apenas 5 anos de idade, passou a morar com a avó. A casa era freqüentada pelo geólogo Jean-Etienne Guettard (1715-1786), considerado um dos fundadores da geologia moderna. Admite-se que Guettard contribuiu para despertar o interesse de Lavoisier pelas ciências. Esse interesse se aprimorou durante os estudos universitários, quando assistiu aos cursos de professores de grande prestígio na época, como o do matemático Nicolas Louis de Lacaille (1713-1762), do botânico Bernard Jussieu (1699-1777), do químico Guillaume François Rouelle (1703-1770) e do próprio Guettard. Aqui vemos um aspecto interessante da versatilidade do sistema universitário europeu. Um aluno de direito segue cursos de ciência. Essa flexibilidade, admitida pelo conhecimento, que não distingue fronteiras entre ciências e humanidades, esteve sempre ausente do sistema universitário brasileiro.

Recém graduado, Lavoisier apresentou o seu primeiro trabalho científico em 1765, na Academia Real de Ciências. No ano seguinte, 1766, a academia promoveu um concurso sobre a iluminação pública de Paris, que naquele tempo era feita através de lampiões a óleo. Lavoisier concorreu com seu trabalho: Memóire sur le meilleur septème d’eclairage de Paris (Relatório sobre o melhor sistema de iluminação de Paris). Esse relatório tratava do comportamento e da conveniência dos diferentes combustíveis. Com isso foi agraciado com a medalha de ouro. Admite-se que dessa época remonta o interesse de Lavoisier pela combustão.

Lavoisier esteve envolvido com a descoberta do elemento oxigênio, ao mesmo tempo que o inglês Joseph Priestley (1733-1804). Mas seus estudos mais destacados colocaram por terra a teoria do flogístico. Lavoisier fez a primeira análise quantitativa da composição da água. Contribuiu para o estabelecimento da nomenclatura química, segundo princípios utilizados até hoje. Executou investigações sobre a respiração animal e humana, sobre as fermentações acética (produção de vinagre) e alcoólica (produção do etanol). Em função desse notável conjunto de realizações, é considerado o "pai da química" e de seu ramo ligado à vida, a bioquímica.

Ele foi um dos primeiros cientistas a registrar que as reações químicas acontecem sem variação de massa. Uma afirmação bastante clara nesse sentido pode ser encontrada no capítulo 13 da primeira parte do seu Traité Élémentaire de Chimie (Tratado elementar de química). Referindo-se às reações químicas, diz: "Podemos estabelecer, como um axioma incontestável, que em todas as operações da arte e da natureza nada é criado: existe uma quantidade igual de matéria antes e depois do experimento; a qualidade e a quantidade dos elementos permanece precisamente a mesma e nada acontece além de mudanças e modificações nas combinações desses elementos". Daí interpretamos: "Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma".

A constatação do princípio da conservação da matéria foi fundamental para o estabelecimento das outras leis ponderais, que mostram as relações numéricas entre quantidades de reagentes e produtos ou entre as massas dos elementos nos diferentes compostos. Portanto, a lei de Lavoisier viabilizou a aplicação da matemática à química e os cálculos necessários para realizar análises quantitativas.

Em 1792, Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) publicou um livro intitulado "Anfangsgründe der Stöchyometrie" (Esboços de estequiometria), que tinha como subtítulo "A arte de medir elementos químicos".

Em 1799, o francês Joseph Louis Proust (1754-1826), mostrou que a composição do carbonato de cobre era sempre a mesma, independentemente do processo de preparação e da procedência. A partir daí, nasceu a formulação da lei das proporções definidas (as proporções dos elementos em um dado composto são constantes).

O relacionamento entre as leis ponderais e a teoria atômica remonta aos trabalhos de John Dalton (1766-1844), um professor primário de Manchester, Inglaterra, autor no início do século XIX de um dos primeiros modelos de átomo na fase moderna da química.

Lavoisier defendeu a liberdade de imprensa e os direitos do cidadão. Apoiou a Revolução Francesa (1789), tendo sido nomeado secretário do tesouro, em 1791. Entretanto, à medida que a revolução tomava a feição das facções que disputavam o poder, seu prestígio entrou em queda, agravada pela sua manifesta inclinação pela monarquia. Foi preso e acusado de peculato, isto é, desvio de dinheiro público. Julgado e considerado culpado, foi guilhotinado na tarde de 8 de maio de 1794. Conta-se que no dia seguinte, o grande matemático Joseph-Louis Lagrange (1736-1813) teria afirmado: "Não necessitaram senão de um momento para fazer cair essa cabeça e cem anos não serão suficientes para reproduzir semelhante".

História da Química Orgânica

Os eventos importantes da história da química orgânica não podem ser completamente avaliados, a menos que antes se conheça um pouco da química orgânica, de modo a poder-se entender porque certas descobertas foram importantes. Embora os processos químicos tradicionais tais como a fabricação de sabões, o uso de corantes, a fermentação e refinação de açúcar fossem conhecidos e usados em larga escala há muitos séculos, poucos compostos orgânicos em estado puro eram conhecidos no começo do século XIX. A obtenção de álcool etílico razoavelmente puro era conhecida no século XI, e a produção de éter sulfúrico a partir de álcool e ácido sulfúrico foi descoberta no século XVI. Os ácidos carboxílicos conhecidos há mais tempo são o ácido fórmico, obtido da destilação de formigas a seco, e o ácido acético, da destilação de vinagre. O ácido benzóico era sublimado a partir de uma goma natural, e o ácido succínico produzido da sublimação de âmbar. A maior parte da literatura da química orgânica há 200 anos era descritiva, com ênfase em fontes vegetais ou animais e no valor medicinal das várias preparações. A associação da química orgânica e dos compostos orgânicos com produtos animais, tais como sangue, urina, saliva e pele, e com produtos vegetais, como açúcares e resinas, levou os químicos a imaginarem que estes materiais eram produzidos por uma força vital associada aos sistemas vivos e que esta força seria destruída fora destes sistemas. Entretanto, em 1828, Wöhler, acidentalmente, sintetizou uréia a partir de cianato de prata e cloreto de amônio, reconhecendo que o produto era idêntico ao obtido de procedência animal. Na verdade, já em 1811, o irmão de Humphry Davy, John, havia efetuado a mesma síntese, porém não havia identificado o produto. Assim, 1828 ficou sendo considerado o ano em que a teoria da força vital começou a desmoronar. A descoberta de compostos orgânicos puros através da manipulação química ou física de substâncias naturais foi processo lento e penoso. Scheele foi um dos pioneiros geniais neste campo. Ele isolou muitos ácidos carboxílicos diretamente de suas fontes naturais por formação do sal, seguida de acidulação com ácido sulfúrico. Isolou, também, muitos ácidos por degradação de produtos naturais, principalmente por oxidação. O metano (chamado, então, gás dos pântanos) e o etileno (chamado gás olefiante) já eram conhecidos em 1800. Joseph Louis Proust, que formulou a lei das proporções definidas, abriu o campo da química de carboidratos, quando isolou e identificou a glicose, a frutose, a sacarose e o manitol.

A morfina, em estado cristalino, foi isolada em 1805, mas os alcalóides só foram reconhecidos como um grupo de substâncias em 1820, quando se isolou a estricnina, a brucina e a quinina. Durante os quinze anos que se seguiram, mais 25 outros alcalóides foram isolados. Chevreul foi o químico orgânico pioneiro no isolamento de substâncias relativamente puras a partir de gorduras. Ele descobriu que o processo de produção de sabão fornecia glicerol e um material identificado como um sal de ácido graxo. Até então, pensava-se que o material saponáceo era simplesmente o ácido graxo. Como muitas vezes acontece, esta descoberta de interesse meramente acadêmico adquiriu rapidamente muita importância industrial. A fabricação de sabões envolvia os sais de ácidos graxos, e a fabricação de velas, os ácidos graxos propriamente. A fabricação de velas e seu uso era um problema porque as velas queimavam com uma chama fumacenta e de odor desagradável. Além disto, com o calor da chama elas amoleciam e se desfaziam. Somente após as descobertas de Chevreul pôde a indústria desenvolver as reações necessárias para contornar o problema, passando a usar o ácido esteárico que funde a temperaturas mais altas como matéria-prima. Foi Chevreul que introduziu o uso de pontos de fusão como critério de pureza e reconheceu que um composto só é puro quando, após muitas cristalizações, o ponto de fusão não mais se altera. Foi mais ou menos nesta época que Berzelius introduziu o conceito de isomeria, para distinguir compostos de mesma composição elementar. Berzelius aplicava o termo polimeria àqueles compostos contendo elementos nas mesmas proporções, mas nos quais os pesos moleculares eram múltiplos entre si.

Embora tivesse sido Lavoisier o primeiro a realizar análises quantitativas de compostos orgânicos, e seus processos fossem seguidos pela grande maioria dos químicos de seu tempo, foi Liebig quem desenvolveu um método de precisão satisfatória. Seu processo, com ligeiras modificações é usado ainda hoje. Após muitas tentativas infrutíferas de determinar na mesma aparelhagem o conteúdo de carbono, hidrogênio e nitrogênio, Liebig chegou à conclusão de que as determinações de nitrogênio deveriam ser feitas por outro processo. A determinação quantitativa de nitrogênio foi desenvolvida por Dumas.

O rápido aumento do conhecimento da química orgânica experimental levou à síntese de compostos puros em quantidade crescente. A síntese de Wöhler serviu de estímulo à pesquisa em química orgânica, mostrando que não havia uma separação total entre esta e a química mineral. A etapa que acelerou, entretanto, a pesquisa sistemática na química orgânica, foi o desenvolvimento da idéia de radicais como os equivalentes orgânicos dos átomos. A pesquisa mais importante neste assunto foi a de Liebig e Wöhler no radical benzoila, que encorajou outros químicos à descoberta de novos radicais pela transformação sistemática de substâncias orgânicas. Este esforço de síntese de compostos, aliado ao isolamento de novas substâncias orgânicas de fontes naturais, levou a um período de completa confusão. Como os pesos atômicos não podiam ser determinados com precisão e as diferenças entre pesos atômicos e equivalentes químicos não eram bem compreendidas, o tamanho das moléculas permanecia um mistério. A tabela abaixo mostra a diferença da formulação proposta para o álcool e para o éter por três dos mais eminentes químicos de seu tempo:

	Berzelius	Liebig	Dumas
Álcool	C2H5O·H	C2H3O·3H	C4H4· H2O
Éter	C4H10· H2O	C4H6O·6H	2C2H4· H2O

Estas diferenças provêm, em parte, das diferenças nos pesos atômicos de uso comum na época, como se vê na tabela:

	Berzelius	Liebig	Dumas
C	12	1	1
H	1	1	1
O	16	8	16

 

O trabalho de Hofmann com aminas, Williamson com éteres e Wurtz com hidrocarbonetos resultou no isolamento de novos compostos orgânicos, levando ao estabelecimento do conceito de valência. Hofmann foi capaz de preparar e isolar aminas alifáticas primárias, secundárias e terciárias a partir de iodetos de alquila e amoníaco. Williamson preparou éteres usando os mesmos iodetos de alquila e alcoolatos, e Wurtz obteve hidrocarbonetos a partir dos halogenetos de alquila e sódio. As formulações escritas por estes três cientistas para descrever os novos compostos eram muito parecidas com nossos modelos moleculares atuais e permitiram a Franklin e Kolbe o desenvolvimento do conceito de valência para cada átomo dos compostos orgânicos. Logo a
seguir, Kekulé e Couper reconheceram que o átomo de carbono era tetravalente (1857) e que os átomos de carbono tinham a capacidade de ligar-se uns aos outros (1858). Ainda assim, a química orgânica vivia em um estado de completa confusão porque a interpretação dos resultados experimentais publicados exigia o conhecimento específico dos detalhes de formulação de cada químico e de sua escola. Uma situação semelhante ainda hoje no campo dos íons "não clássicos", em que a interpretação da literatura exige o conhecimento da formulação de escolas ou grupos particulares.

A confusão chegou a tal ponto que um congresso reuniu-se em Karlsruhe, em 1860, com a presença dos 140 melhores químicos da época. A idéia era encontrar respostas às questões que envolviam átomos, moléculas, radicais e equivalentes. O químico italiano Cannizzaro propôs, então, que uma explicação unificada poderia ser obtida para as questões levantadas, desde que, baseando-se no uso da hipótese de Avogrado (formulada 50 anos antes), fosse determinado experimentalmente o tamanho das moléculas a partir do peso do vapor. Cannizzaro não conseguiu convencer seus colegas durante a convenção, porém a fria lógica e a utilidade de sua proposta rapidamente ficaram aparentes quando, a reunião desfeita, voltaram os cientistas a seus laboratórios.

Embora Kekulé tivesse introduzido o conceito de ligação química, ele não a representava por traços ou linhas. Foi Couper, em 1858, quem o fez pela primeira vez, e foi Hofmann, em 1865, quem primeiro construiu modelos moleculares (usando bastões e bolas de madeira) para representar os compostos orgânicos. O problema da formulação do benzeno e das estruturas aromáticas era particularmente difícil, e foi Kekulé, em 1865, quem propôs a melhor solução, através do uso de estruturas de ligações carbono-carbono alternadamente simples e duplas. O texto abaixo foi extraído de uma Conferência em Memória de Kekulé, feita por R. Japp: De acordo com sua própria versão, a idéia lhe veio durante o sono:
"Eu estava sentado, escrevendo meu livro-texto; porém o trabalho não progredia, pois meus pensamentos estavam em outra parte. Voltei minha cadeira para a lareira e dormitei. Novamente os átomos estavam dançando em minha frente. Desta vez os grupos menores haviam ficado modestamente no fundo. Meu olho mental, habituado a estas visões, podia agora distinguir estruturas maiores de muitas conformações: cadeias longas, às vezes mais próximas umas das outras, todas girando e torcendo-se como cobras. Mas, de repente, vi que uma das cobras havia abocanhado sua própria cauda e a forma assim obtida dançava zombeteiramente diante de mim. Então, acordei rapidamente e passei o resto da noite trabalhando nas conseqüências desta hipótese". "Aprendemos, senhores, a sonhar", adicionou Kekulé, "e então talvez possamos encontrar a verdade... mas evitemos publicá-los antes de colocar os sonhos à prova do mundo real".

Ladenburg observou que a fórmula de Kekulé para o benzeno predizia a existência de dois isômeros orto (existe apenas um) e Kekulé propôs então que os átomos na molécula de benzeno deviam estar oscilando em torno de uma posição média. Embora muitos químicos tivessem interpretado esta sugestão como indicando uma alternação rápida entre ligações duplas e simples, o conceito original era mais complicado.

Uma das descobertas mais importantes da química orgânica foi feita por Pasteur em 1848, durante sua investigação da quiralidade e atividade ótica de sais de ácido tartárico (ácido 2,3-di-hidroxi-succínico), um constituinte das uvas. A forma normal do ácido tartárico era dextrorrotatória, porém tinha sido descoberta uma nova variedade chamada ácido racêmico. Embora Biot tivesse mostrado que o ácido racêmico e seus sais não desviavam o plano da luz polarizada, Pasteur descobriu que, quando o tartarato de sódio e amônio era cristalizado abaixo de 28ºC, cristalizava-se em tetra-hidrato, no qual metade dos cristais tinha as faces hemiédricas orientadas para a direita, e a outra metade, orientadas para a esquerda. Pasteur separou cristais com a ajuda de pinças e lentes, mostrando que um dos tipos correspondia à forma dextrógira já conhecida e que o outro correspondia a um ácido levorrotatório até então desconhecido. A natureza fortuita da descoberta fica evidenciada pelo fato de que cristais assimétricos suficientemente grandes para serem vistos com lentes de aumento e separados com pinças são muito raros, tendo sido encontrados, desde aquela época, apenas uma dezena de casos. Embora a descoberta de Pasteur exigisse claramente assimetria na estrutura molecular destas substâncias, ele podia apenas especular sobre a possibilidade das moléculas serem hélices diretas ou inversas. Somente em 1874 puderam van’t Hoff e Le Bel, independentemente, sugerir a existência de átomos de carbono assimétricos. A publicação deste conceito levou o famoso químico alemão Kolbe a protestar violentamente; em 1877 ele publicou em um dos famosos jornais de química da época o seguinte:

Em um trabalho recentemente publicado com o mesmo título (Sinal dos Tempos), insisti no fato de que uma das causas do retrocesso atual da pesquisa química na Alemanha é a falta de conhecimento químico geral e, ao mesmo tempo, fundamental. Muitos de nossos professores de química estão nesta situação e causam muito mal à ciência. Uma conseqüência imediata disto é que se está espalhando uma teia de aparente escolaridade e conhecimento, que não passa da filosofia natural, superficial e estúpida, desmascarada há cinqüenta anos pela ciência natural exata, e que, agora, ataca novamente, ajudada por pseudocientistas que tratam de disfarçá-la e apresentá-la como ciência, assim como se tentassem introduzir uma prostituta bem vestida e empoada na boa sociedade, à qual não pode pertencer. Qualquer um que possa pensar que os conceitos acima são exagerados poderá ler, se conseguir, o livro dos senhores van’t Hoff e Hermann sobre A Disposição dos Átomos no Espaço, recentemente publicado, e que está cheio de tolices e fantasias. Eu teria ignorado mais este livro se um químico de reputação não o tivesse recomendado calorosamente como uma realização de alto nível.

O tal Dr. J. H. van’t Hoff, da Escola de Veterinária de Utrecht, aparentemente não tem tendência alguma à investigação química exata. Ele prefere montar Pégaso (aparentemente emprestado pela Escola de Veterinária) e proclamar em sua La chimie dans l’espace como lhe parecem estar os átomos dispostos no espaço, vistos do Monte Parnasso químico a que ele chegou voando. Outros importantes químicos da época criticaram as propostas de van’t Hoff, mas suas idéias ganharam aceitação pouco a pouco. Em 1874, van’t Hoff investigou a isomeria geométrica e mostrou que as ligações duplas impediam a rotação livre, levando ao tipo de isomeria apresentada pelos ácidos maleico e fumárico. Em 1896, as formas ceto e enol de ceto-ésteres foram isoladas, confirmando a existência do tipo de isomeria chamada tautomeria, conhecida desde 1885. Estava tudo preparado para que o progresso fosse rápido. Wurtz e Fittig haviam introduzido novos métodos de preparação de hidrocarbonetos alifáticos e aromáticos. A reação de Friedel-Crafts usando cloreto de alumínio anidro era conhecida desde 1877. Claisen e Perkin haviam desenvolvido reações de condensação e, em 1901, Grignard defendeu sua tese doutoral em um assunto sugerido por seu professor Barbier - a química dos halogenetos orgânicos de magnésio. Após a tese, ele continuou a trabalhar nesta área e desenvolveu um método de sínteses extremamente versátil e importante. Hofmann publicou sua reação de degradação de amidas a aminas em 1882, e Curtius, Beckmann e Gabriel desenvolviam, na mesma época, a química dos compostos orgânicos de nitrogênio. Em 1893, Paul Walden descobriu a seqüência de reações conhecida atualmente como a inversão de Walden, capaz de converter uma substância oticamente ativa a seu enanciômero. Os métodos até então disponíveis envolviam racemização e posterior separação da mistura. Em 1875, Emil Fischer descobriu o reagente fenil-hidrazina e usou-o na química de carboidratos. Após muito trabalho, em 1891, Fischer pôde demonstrar a configuração da glicose e alguns outros açúcares. Além de seu importante trabalho na química dos açúcares, Emil Fischer investigou a química de purinas e proteínas. Seu estudo das purinas começou em 1881 e estendeu-se até 1914. Na área de proteínas, Fischer investigou a ligação dos amino-ácidos e concentrou-se na preparação de peptídeos. Em 1907, ele e seus colaboradores sintetizaram um polipeptídeo contendo 18 amino-ácidos. Ele mostrou ainda que estes polipeptídeos comportavam-se de maneira semelhante aos resíduos da hidrólise parcial de proteínas naturais.

Alfred Nobel era um químico industrial muito influente do século XIX. Ele nasceu em 1833, na Suécia, e durante sua juventude era muito doente e não podia ir com regularidade à escola. Na idade de nove anos deixou a Suécia, e em 1855 estava trabalhando com Zinin, na Universidade de São Petersburgo, na Rússia. Algum tempo antes, um jovem químico italiano, Ancanio Sobrero, tinha descoberto a nitro-glicerina, um líquido oleoso muito explosivo que ele havia considerado muito perigoso para uso comercial. Zinin sugeriu que Nobel experimentasse usar a nitro-glicerina como explosivo. Em 1863, Nobel registrou sua primeira patente sueca. A nitro-glicerina era um explosivo muito mais potente do que qualquer outro então conhecido, mas tinha o inconveniente de explodir de forma imprevisível. Uma explosão em 1864 destruiu completamente sua fábrica e matou um de seus irmãos. Alguns projetos de engenharia, tais como a abertura do canal de Suez, a construção de ferrovias na América e o desenvolvimento da indústria de mineração e extração de óleo criaram um mercado favorável para a nitro-glicerina. No entanto, após muitas e graves explosões inexplicáveis em todo mundo, muitas fábricas de nitro-glicerina fecharam e muitos governos proibiram seu uso. Foi então que Nobel descobriu que a nitro-glicerina absorvida em serragem ou terra diatomácea só explodia quando detonada. Ele chamou o novo produto de dinamite, patenteou-a em muitos países e acabou milionário. Embora a nitro-glicerina tivesse um uso militar considerável, Nobel considerava-se um humanista e achava ter contribuído para o progresso da humanidade com
suas investigações na área de explosivos. Foi para ele um grande choque quando um jornal, após a morte de seu irmão, imprimiu por engano seu próprio obituário classificando-o como o "Mercador da Morte". Em seus últimos anos de vida Nobel devotou grande parte de seu tempo e energia às causas públicas envolvendo ciência, medicina e, em particular, desarmamento e paz. Ele declarou após um dos Congressos de Paz que costumava patrocinar, e que tinha sido particularmente improdutivo, que "talvez minhas fábricas de dinamite acabem com as guerras mais cedo do que os seus Congressos. No dia em que dois exércitos puderem acabar um com o outro em segundos, as nações civilizadas provavelmente pensarão e dissolverão seus exércitos..." Em 1895, ele decidiu deixar sua fortuna para uma fundação que desse um prêmio anual que distinguisse os líderes em ciência e literatura e também para aqueles que mais tivessem contribuído para a causa da paz mundial. Os prêmios foram estabelecidos nas áreas de física, química, medicina e literatura e concedidos no território sueco. O prêmio Nobel da Paz foi estabelecido e concedido na Noruega, nos termos do testamento. Alfred Nobel era uma personalidade complexa. Era um pacifista, mas inventou o explosivo mais poderoso de seu tempo. Era um milionário, mas favorecia o socialismo. Era ateu, mas dava dinheiro às igrejas. Recebeu uma educação química formal e não era formado em química, porém dirigia pessoalmente 15 laboratórios de pesquisa em química e, em sua velhice, suas residências eram equipadas com bons laboratórios químicos. No início do século XX a química era dominada pelos alemães, e esta situação perdurou até o fim da I Guerra Mundial. Durante a guerra, muitos países ficaram privados do fornecimento de corantes, drogas, solventes e muitos outros produtos químicos. Foi então que estes países começaram a encorajar suas próprias indústrias químicas a desenvolver-se, adotando técnicas protecionistas. Assim, a liderança passou para a Suíça, Inglaterra e, finalmente, para os Estados Unidos. A fonte principal de compostos orgânicos era inicialmente o carvão, sendo a química dos compostos aromáticos a área mais desenvolvida. Com o advento dos motores à combustão, o petróleo começou a ganhar importância como fonte de produtos químicos e, associado ao gás natural e aos produtos de fermentação, permitiu o desenvolvimento da química dos compostos alifáticos. Começaram a ter grande interesse, então, os estudos sobre o mecanismo das reações químicas, primeiramente realizados por Lapworth e desenvolvidos por Ingold. Sir Robert Robinson e Sir Christopher Ingold desenvolveram a idéia da importância da teoria eletrônica na compreensão dos fenômenos de mecanismos de reação, e Linus Pauling contribuiu fortemente para estabelecer a mecânica quântica como ferramenta usual do químico orgânico.

O químico inglês de carboidratos, Haworth, introduziu o termo conformação e D. H. R. Barton contribuiu para o conhecimento da química estrutural com suas análises e predições de propriedades químicas e reações, com base em conformações. Com o desenvolvimento dos instrumentos e técnicas de microquímica, pôde-se fazer sínteses em muitas etapas, desde a síntese total da equilenina por Bachman, Cole e Wilds, em 1940, à síntese total da enzima ativa RNAse, em 1969, por R. B. Merrifield.

Se nos lembrarmos de que provavelmente 90% dos químicos orgânicos que existiram em todos os tempos estão vivos e trabalhando, pode-se ganhar perspectiva na história da química orgânica e ver que estamos apenas começando.

Ocorrência de Reações Químicas

Vários fatores são responsáveis pela ocorrência de uma reação química. Entre os reagentes deve existir uma tendência à reação (afinidade química) e, além disso, eles devem estar em contato, o que irá permitir a colisão entre suas moléculas, acarretando quebra de ligações e formação de novas ligações.

 Teoria da colisão

Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No entanto, nem todos os choques entre as partículas que compõem os reagentes dão origem a produtos (choques não-eficazes). Os choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominadas eficazes ou efetivos.

No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, denominada complexo ativado.

Complexo ativado é o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos).

Para que ocorra a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar uma certa quantidade de energia, denominada energia de ativação (Ea).

Energia de ativação (Ea) é a menor quantidade de energia que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e, consequentemente, para a ocorrência da reação.

Experimentalmente, sabemos que reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes e que as reações que exigem menor energia de ativação ocorrem mais facilmente, ou seja, com maior velocidade.

Os fósforos usados diariamente só entram em combustão quando atritados. Nesse caso, a Ea é obtida pelo atrito. Já na combustão do gás de isqueiro, a Ea é fornecida por uma faísca.

Inauguração

Na tentativa de inclusão digital, entra em campo o blog de química do Professor Piaia!!!