Estava faltando arrumar as interpretações sobre essas partículas que resultavam das pesquisas daquela época.

Fundamentado na lei das proporções fixas desenvolvida por Proust, o químico inglês John Dalton (1766-1844) propôs, em 1803, um modelo atômico ao estabeler que:

1- cada elemento é constituído de um número de átomos, todos com a mesma massa fixa;

2- Elementos diferentes são identificados por serem constituídos por átomos com massas diferentes;

3- Os compostos são formados pela união de pequena quantidade de átomos na forma de moléculas (do latim: pequena massa);

É importante observar que as pesquisas posteriores sobre a estrutura da matéria, comprovaram que essas propostas não estão corretas.

Porém, considerando as dificuldades científicas e tecnológicas existentes no início do século XIX, o modelo atômico de Dalton foi importante por representar uma “primeira aproximação” muito útil para a continuação das pesquisas que melhoraram esse modelo conforme mais e melhores informações foram obtidas e tornaram irreversível a interpretação atômica associada à estrutura da matéria.

Uma das perguntas relacionadas com a existência do átomo diz respeito ao seu tamanho e ao valor de sua massa. As respostas só se tornaram possíveis quando o número de Avogadro foi medido.

Em 1811, o químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) propôs a seguinte hipótese:

- “sob as mesmas condições de temperatura e pressão, volumes iguais de todas as substâncias gasosas contêm a mesma quantidade de moléculas, independente de suas propriedades químicas e físicas”.

Em consequência dessa hipótese, estabeleceu-se a idéia de que em um mol de qualquer substância existe sempre a mesma quantidade de átomos ou moléculas: o número de Avogadro.

Se fosse conhecido o valor exato do número de Avogadro, seria possível determinar a massa atômica da substância.

Naquela época só se tinha idéia de que deveria ser um valor muito grande e passaram mais de cinqüenta anos até a determinação do número de Avogadro.

Em 1865, com a contribuição das pesquisas teóricas do físico escocês James Clerk Maxwell (1831-1879) e do físico austríaco Ludwig Boltzmann (1844-1906), que fazem a análise do comportamento dos gases supondo que os mesmos tenham uma estrutura atômica, foi possível prever teoricamente o valor do número de Avogadro.

Usando métodos experimentais cada vez mais acurados desenvolvidos para avaliar os resultados teóricos de Maxwell-Boltzmann, foi possível determinar o valor de partículas por mol, atualmente aceito.

Em um mol existem 602.300.000.000.000.000.000.000 partículas.

Com esse resultado foi possível determinar as massas dos diversos átomos e fazer uma estimativa do volume dos mesmos.

Foi um avanço enorme!

Supondo que os átomos tenham a forma esférica e que nos sólidos estão de tal modo empacotados que ficam em contato, obtém-se o valor aproximado da ordem de (1/100.000.000) centímetros para o diâmetro de um átomo.

Esse valor estimado significa que devemos colocar 100 milhões de átomos lado a lado para preencher a distância de 1,0 centímetro.

Essa foi a primeira estimativa relacionada com o volume do átomo esférico e foi esse o modelo atômico que prevaleceu durante todo o século XIX.

Depois desse pequeno, mas importante passo, só em 1897 começaram a acontecer novas descobertas relacionadas com o átomo.

Então as preocupações passaram a ser outras, como serão apresentadas nas próximas publicações.

O químico mais proeminente na sedimentação dessa nova fase foi Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), considerado o pai da química moderna.

Lavoisier estabeleceu em 1789, a partir do enorme conjunto de informações que acumulara em suas pesquisas, que em qualquer reação química dentro de um sistema fechado, a massa total se mantém inalterada: a massa dos reagentes é igual à massa do produto da reação.

É o princípio de conservação da massa!

No prefácio do seu livro Elementos de Química, publicado em 1789, Lavoisier escreve:

“… se, pelo termo elemento fazemos referência aos átomos simples e indivisíveis dos quais se compõe a matéria, é muito provável que não saibamos nada sobre os mesmos; porém se aplicamos o termo elemento … para expressar a idéia da menor partícula que a análise química pode alcançar, devemos admitir como elementos todas as substâncias nas quais, por qualquer meio, podemos decompor os corpos.”

E continua manifestando a sua percepção científica:

“Nada nos autoriza a afirmar que essas substâncias haverão de ser consideradas tão simples que não sejam compostas de dois ou mais elementos; porém, considerando que esses elementos não podem ser separados (uns dos outros), ou até o momento não descobrimos a maneira de separá-los, essas substâncias serão considerados como substâncias simples e nunca deveríamos supô-las como compostas até que a experiência e a observação nos tenham mostrado.”

A partir do princípio de conservação da massa, ficou mais fácil medir separadamente a massa de cada componente em uma reação química.

Os trabalhos desenvolvidos pelo químico francês Joseph Louis Proust (1754-1826) nessa área, o levaram a formular, em 1797, a lei das proporções fixas ou definidas, a qual traduz o fato de sempre se encontrar a mesma proporção numérica entre as massas dos constituintes de determinada substância composta, independente de qualquer modo de preparação da substância.

Ou seja, agora era possível medir a proporção entre as massas dos componentes da substância e essa medida resultava sempre na comparação de números inteiros, nunca fracionários.

Isso significou que a lei de Proust estabeleceu uma maneira experimental para comprovar razoavelmente a hipótese atômica, tanto para admitir a existência do átomo como para garantir a sua indivisibilidade, tal qual imaginara Democritus.

OBS: Essa parte será completada com as contribuições de John Dalton e de Amedeo Avogadro.