Dois Prêmios Nobel?

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Desafio aceito”. É quase o que se pode ver nesta fotografia de Marie Skłodowska Curie aos 16 anos, mais conhecida como Madame Curie, até hoje a única pessoa a ganhar dois prêmios Nobel em categorias diferentes, em física e química.

As conquistas de Marie Curie se tornam ainda mais extraordinárias quando apreciamos sua vida. Curie foi a primeira mulher a ganhar um Nobel e a se tornar titular da Universidade de Paris – porque a universidade de seu país de origem lhe negou o cargo porque era, afinal, uma mulher.

Em parceria com Pierre Curie, com quem se casou, a dupla dedicou seus esforços à ciência no estudo da radioatividade, em uma bela história que lhes rendeu o primeiro Nobel em física. Enquanto até hoje se fala em mulheres pilotando fogão, Marie Curie pilotou um caldeirão químico purificando, com a força de seus próprios braços em condições extremas, literalmente toneladas de material na descoberta do polônio e rádio.

Pierre morreria tragicamente em um acidente em 1906, mas Marie continuou seus esforços e foi reconhecida novamente em 1911 com o Nobel em química. A história já seria admirável se parasse aqui, mas Marie decidiu não patentear os processos de purificação que desenvolveu porque acreditava que o conhecimento pertencia à humanidade. Sempre viveu humildemente.

Tudo isso seria quase inacreditável, mas se torna ainda mais surpreendente porque Marie ainda foi uma mãe de duas filhas. Uma delas, Irène, em conjunto com seu genro, Frédéric, também receberia o prêmio Nobel de química em 1935, um ano após sua morte.

Mesmo em sua morte Marie Curie representou um ideal de vida. Ao descobrir a radioatividade, Curie acabou contaminada com doses letais de radiação. Suas anotações da época em que trabalhou purificando materiais são radioativos até hoje, preservados em caixas de chumbo, mas o conhecimento que avançou realmente impulsionou revoluções científicas.

Marie Curie, desafio cumprido. [via Kuriositas]

De onde vem o Mol?

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“Juro lealdade ao mol, à União Internacional de Química Pura e Aplicada e à massa atômica que representa, um número, bem divisível, com átomos e moléculas para todos” – Sylvia Cooper, estudante secundária de West Virginia, EUA

Hoje, dia 23/10, precisamente das 6h02 da manhã às 6h02 da noite estará sendo celebrado o Dia do Mol, a unidade básica da química representado na constante de Avogadro, 6,02 x 10^23.

Renato Russo já expressou seu ódio à química, e o mol, como uma de suas unidades básicas serve bem para entender por que a matéria é tão pouco apreciada.

É fácil encontrar a definição dada pelos livros-texto do mol. É “a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 12 gramas de carbono-12”. Todos recitamos isso como robôs, mas por quê?

Você sabe de onde vem o mol?

A resposta fundamental está não no carbono-12, mas no hidrogênio-1. Composto de um próton positivo e um elétron negativo, é o átomo mais simples e em um mundo ideal, 1 grama de hidrogênio-1 teria 1 mol de átomos. Seria tão mais simples entender o mol!

Basta pegar uma balança ultra-precisa e medir a massa de 1 próton e 1 elétron para chegar à massa de 1 átomo de hidrogênio, e então calcular quantos átomos desses são necessários para chegar a 1 grama. Vamos fazer isso?

A massa do próton é de 1,67 x 10^-24 gramas. A massa do elétron é 9,11 x 10^-28 gramas, mais de 1.800 vezes menor e para nossos cálculos de verso de envelope, vamos ignorá-la.

Agora, façamos a conta muito complexa da regra de três e vamos dividir:

1 g / (1,67 x 10^-24 g)

Para obter o número aproximado de átomos de hidrogênio-1 contidos em 1 g.

O resultado?

5,99 x 10^23

Parece familiar? É praticamente a constante de Avogadro que celebramos hoje, 6,02×10^23, ou seiscentos e dois quintilhões. Isso não é coincidência, em um mundo “ideal” o valor seria exatamente igual, e seria muito mais fácil entender de onde vem o mol. 1 grama de hidrogênio-1 possuiria exatamente 1 mol de átomos.

De onde vem a diferença? Pode-se pensar que a diferença vem da massa do elétron que desprezamos, mas este é apenas parte do problema. A resposta “porque sim” é porque não se usa o hidrogênio-1 como padrão, e sim o carbono-12. Mas por quê? Por que definimos o mol como o número de átomos em 12 gramas de carbono-12?

Bem, pesar um único átomo é muito complicado. Historicamente, nem o hidrogênio nem o carbono foram usados inicialmente: usava-se o oxigênio, porque ele se combina com quase todos os outros átomos, formando desde o dióxido de carbono no ar ao óxido de ferro da ferrugem, facilitando muito a análise. Mas mesmo nisso havia uma complicação: físicos mediam apenas o isótopo puro de oxigênio-16, porque seus espectrômetros permitiam essa precisão, enquanto químicos lidavam com a mistura de isótopos de oxigênio 16, 17 e 18 que ocorre naturalmente no ar que respiramos – e é extremamente difícil separar isótopos quimicamente. Não vivemos em um mundo “ideal”.

Em 1961 após uma sangrenta batalha, ou melhor, uma pacífica convenção, físicos e químicos chegaram a um acordo e passaram a usar o carbono-12 como referência, que é o que usamos até hoje. Essa nova referência significou que tanto físicos quanto químicos precisaram ajustar suas tabelas apenas um pouco para que houvesse finalmente um padrão unificado.

Mas por que não se usou o hidrogênio-1? E afinal, por que, se a massa de prótons e nêutrons é praticamente idêntica, o peso atômico do carbono-12, com seis prótons e seis nêutrons, não é exatamente 12 vezes maior que o do hidrogênio-1, com um próton?

A resposta é uma bomba. É a energia nuclear que mantém o núcleo unido, e como Einstein formalizou na famosa fórmula, E = mc^2, essa energia equivale a massa. É uma massa muito pequena, a diferença entre usar como referência o hidrogênio, o carbono ou o oxigênio é menor que 1%, mas ela existe e multiplicada pelos quintilhões que existem em apenas 1 grama de hidrogênio, é uma das mais poderosas forças que já dominamos.

É devido a essa energia nuclear, equivalente a massa, que não podemos simplesmente somar a massa individual de prótons e nêutrons para chegar à massa de todos os átomos. É devido a essa, e algumas outras histórias, que não usamos o hidrogênio como referência para o mol, e é por isso que precisamos decorar, arbitrariamente, que o mol é definido por 12 gramas de carbono-12.

Entender de onde vem o mol é entender desde a ideia básica por trás da constante, que dificilmente é ensinada, até os detalhes tanto históricos quanto da própria natureza que fizeram com que tenhamos chegado a essa definição. É um tanto mais complicado, mas uma vez que você compreenda, deve entender a lógica por trás de tudo isso, indo desde a massa de um único próton à energia nuclear que o une a outras partículas para formar átomos mais pesados.

Entender por que o mol é tão importante, e a definição de mol envolvendo 22,4L, bem, essa fica para o Dia do Mol do ano que vem!

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