SOLUÇOES - 2° ANO

As soluções são misturas homogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado soluto e o componente que aparece em maior quantidade é denominado solvente. Em uma solução, as partículas do soluto possuem as seguintes características:

v      São átomos, íons ou moléculas pequenas.

v      Possuem diâmetro menor que Å.

v      Não sofrem sedimentação.

v      Não podem ser separadas do solvente por filtração.

v      Não podem ser observadas em solução por nenhum aparelho conhecido.

As soluções se diferenciam inicialmente quanto a dois fatores principais: fase de agregação e condutibilidade elétrica. Elas também podem ser classificadas segundo a relação existente entre a quantidade de solvente quanto insaturadas, saturadas e supersaturadas. E ainda é comum, classificar as soluções em diluídas ou concentradas, considerando a proporção entre soluto e solvente.

Exemplo:  Sal de cozinha em água.


Ø      Classificação das soluções quanto à fase de agregação

As soluções podem ser encontradas em qualquer fase de agregação: sólida, líquida e gasosa. A fase se agregação de uma solução é determinada pela fase de agregação do solvente. Observe, na tabela abaixo, alguns exemplos desta constatação:

Solução	Solvente	Soluto	Exemplo
Gasosa	Gasoso	Gasoso	Gás Oxigênio + Gás Nitrogênio
Líquida	Líquido	Gasoso Líquido Sólido	Água + Gás Oxigênio Água + Álcool Etílico Água + Sacarose
Sólida	Sólido	Gasosa Líquido Sólido	Paládio + Gás Hidrogênio Ouro + Mercúrio Zinco + Cobre

Ø      Classificação das soluções quanto à condutibilidade elétrica

As soluções que apresentam apenas moléculas como partículas dispersas não conduzem corrente elétrica, pois as moléculas como são eletricamente neutras. Essas soluções são denominadas moleculares ou não eletrolíticas. As soluções que apresentam íons como partículas dispersas conduzem corrente elétrica, pois os íons são carregados eletricamente. Essas soluções são denominadas iônicas ou eletrolíticas.

Solução Insaturada

Uma solução é dita insaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Graficamente pode-se observar que todos os pontos do gráfico que estão abaixo da curva de solubilidade indicam soluções insaturadas.

Exemplo: Será saturada toda solução de NaCl e H2O que contiver a 50ºC uma quantidade inferior a 37,0 g de NaCl por 100 g de H2O.  

Solução Saturada

Uma solução é dita saturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido exatamente igual ao coeficiente de solubilidade nessa temperatura. A solução saturada pode ou não apresentar precipitado (corpo de fundo). Graficamente, todos os pontos do gráfico que estão  na curva de solubilidade indicam soluções saturadas sem presença de precipitado. Os pontos que estão acima da curva de solubilidade indicam soluções saturadas com presença de precipitado (sistemas bifásicos).

Exemplos: Uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, que contém exatamente 37,0 g de NaCl por 100 g de H2O, será saturada sem presença de precipitado, ou também, uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, com 39,0 g de NaCl por 100 g de H2O, será saturada com presença de precipitado, isto é, 37,0 g se dissolveram totalmente em 100 g de H2O e 2,0 g precipitam para o fundo do recipiente.             

Solução Supersaturada

Uma solução é dita supersaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido superior ao coeficiente de solubilidade da substância nessa temperatura. A solução supersaturada é instável e a mínima perturbação do sistema faz com que ela se torne uma solução saturada com a presença de precipitado.

Exemplo: A solução supersaturada pode ser preparada da seguinte forma:

Dissolvem-se 39,0 g de NaCl em 100 g de H2O a 100ºC, obtendo-se assim uma solução insaturada. Deixa-se o sistema resfriar em repouso absoluto até 50ºC. O resultado é uma solução supersaturada, contendo 2,0g de NaCl dissolvidos, acima do coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Submetendo-se o sistema nessas condições a qualquer perturbação, ou acrescentando-se ao sistema um cristal de NaCl, por menor que seja, imediatamente os 2,0g em excesso se precipitam para o fundo do recipiente.   

Solução Diluída

Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada pequena. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem no máximo um décimo de mol (0,1 mol) de soluto por litro de solução.

Exemplo: Sabendo que a massa molar do NaCl é 58,5 g/mol, toda solução de NaCl que tiver 5,85 g de NaCl por litro de solução ou menos que isso é considerada diluída.

Solução Concentrada

Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada grande. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem mais que um décimo de mol de soluto por litro de solução.

Exemplo: Soluções aquosas de  NaCl que apresentam mais de 5,85 g de NaCl  por litro de solução ou menos são consideradas concentradas. 

Dispersão 

As dispersões ou dispersões  coloidais são misturas heterogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado disperso e o componente que aparece em maior quantidade é denominado dispergente. Em uma dispersão coloidal, as partículas do disperso possuem as seguintes características:

v      São agregados de átomos, íons ou moléculas, ou ainda macromoléculas ou macroíons;

v      O diâmetro das partículas do disperso fica entre 10 Å e 1000 Å;

v      Podem sofrer sedimentação pela ação de um ultracentrífuga;

v      Podem ser separadas do dispergente através de um ultrafiltro;

v      Podem ser observadas em um ultramicroscópio.

Exemplo: Gelatina em água.


Ø      As fases de agregação do disperso e do dispergente

As dispersões coloidais podem ser feitas utilizando o disperso e o dispergente nas fases de agregação indicas  no quadro a seguir:

Dispersões Coloidais	Disperso	Dispergente	Exemplos
Aerossol	Sólido	Gasoso	Fumaça (cinzas em ar)
Gel	Líquido	Sólido	Gelatina (água em proteína)
Emulsão	Líquido	Líquido	Maionese (azeite,vinagre e ovos)
Aerossol Líquido	Líquido	Gasoso	Neblina (água em ar)
Espuma Sólida	Gasoso	Sólido	Pedra-pomes (ar em sílica)
Espuma Líquida	Gasoso	Líquido	Creme chantily (ar em creme)

Observação: Toda dispersão coloidal que possui a água como dispergente é denominada hidrossol.

Ø      Classificação das dispersões coloidais

As dispersões coloidais podem ser classificadas quanto a dois critérios principais: natureza das partículas do disperso e afinidade entre o disperso e o dispergente.

1. Natureza das partículas do disperso

a)      Disperso Micelar: É constituído por aglomerados de átomos, íons ou moléculas.

Exemplo: Dispersão de moléculas de enxofre, S8, em água.


b)      Disperso Molecular: É constituído por macromoléculas, normalmente polímeros.

Exemplo: Dispersão de amido (C6H10O5)n , em água.


c)      Disperso Iônico:  É constituído de macroíons.

Exemplo: Dispersão de proteína em água.


2. Afinidade entre o disperso e o dispergente

a)      Dispersão coloidal liófila: A palavra liófilo vem de lyo  (dissolver) e philo ( amigo); indica portanto que há grande afinidade entre o disperso e o dispergente. É também denominada dispersão coloidal reversível. Quando o dispergente for a água, a dispersão coloidal é denominada hidrófila. Devido à afinidade entre as partículas do disperso e a do dispergente ocorre um adsorsão ou fixação das partículas do dispergente na superfície das partículas do disperso, formando uma película protetora que é denominada camada que é denominada camada de solvatação. A camada de solvatação permite que as partículas do disperso fiquem isoladas umas das outras. Com isso é possível transformar a dispersão coloidal em sol ou gel, conforme se adicione ou se retire dispergente. É por isso que esses colóides são ditos reversíveis.

v      A transformação de fase gel para a fase sol ocorre pela adição de dispergente e é denominada peptização (peptos = digerido).

v      A transformação de fase sol para a fase gel ocorre pela adição de dispergente e é denominada pectização (pektos = digerido).

Exemplo: Sabão em água, goma em água.

b)      Dispersão coloidal liófoba: A palavra liófobo vem de lyo (dissolver) e phóbos (aversão); indica portanto que praticamente não existe afinidade entre o disperso e o dispergente. É também denominada dispersão coloidal irreversível. Se a fase dispergente for água, a dispersão coloidal é denominada hidrófoba. A formação de uma dispersão coloidal liófoba não é espontânea e a passagem de gel a sol é muito difícil.Para aumentar a estabilidade de uma dispersão coloidal liófoba, podemos adicionar um colóide protetor, ou seja, uma dispersão coloidal liófila adequada, que agiria como uma camada de soltavação. Um exemplo importante de colóide protetor é a gema de ovo, que estabiliza a mistura de azeite e vinagre ou ainda, a mistura de gelatina em água que age como colóide protetor da tinta nanquim (colóide liófobo).

Exemplos: Al (OH)3 , em água, AgCl em água.


Ø      Propriedades de uma dispersão coloidal

As dispersões coloidais possuem as seguintes propriedades principais:

1. Movimento Browniano

O movimento browniano é resultante dos choques das partículas (principalmente quando este se encontra na fase gasosa ou líquida) com as partículas do disperso. Devido a estes choques constantes, as partículas do disperso adquirem um movimento de ziguezague ininterrupto que pode ser observado ao ultramicroscópio. 

2. Efeito Tyndall

O efeito Tyndall é na verdade um efeito óptico de espalhamento ou dispersão da luz, provocado pelas partículas de uma dispersão coloidal do tipo aerossol. O efeito Tyndall é o que torna possível, por exemplo, observar as partículas de poeira suspensas no ar através de uma réstia de luz, ou, ainda, observar as gotículas de água que formam a neblina através do farol do carro. 

3. Carga Elétrica

Como normalmente todas as partículas do disperso de uma dispersão coloidal apresentam a mesma carga elétrica, elas ficam em suspensão devido à repulsão elétrica contínua. A carga elétrica das partículas do disperso depende diretamente da quantidade de cátions ou de ânions presentes no sistema.

a)      Sistemas com excesso de cátions: As partículas irão adsorver esses cátions, adquirindo carga elétrica positiva.

Exemplo: Dispersão coloidal preparada em meio ácido.

b)      Sistemas com excesso de ânions: As partículas irão adsorver esses cátions, adquirindo carga elétrica negativa.

Exemplo: Dispersão coloidal preparada em meio básico.

É importante observar que haverá um momento durante essa transformação em que as micelas serão neutras e a dispersão coloidal, descarregada; neste momento dizemos que a dispersão coloidal atingiu seu ponto isoelétrico.
 
4. Eletroforese

Quando uma dispersão coloidal é submetida a um campo elétrico, todas as partículas do disperso migram para um mesmo pólo.

a)      Cataforese: Em uma dispersão coloidal positiva, as partículas do disperso migram para o pólo negativo, que é denominado cátodo.

b)      Anaforese: Em uma dispersão coloidal negativa, as partículas do disperso migram para o pólo positivo, que é denominado ânodo.

Quando uma dispersão coloidal se encontra no seu ponto isoelétrico, as partículas do disperso não migram para nenhum dos pólos, pois estão descarregados.
 

SUSPENSÕES

As suspensões ou dispersões grosseiras são misturas heterogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado disperso e o componente que aparece em maior quantidade é denominado dispergente. Em uma dispersão coloidal, as partículas do disperso possuem as seguintes características:

v      São agregados de átomos, íons ou moléculas, ou até agregados de macromoléculas ou macroíons;

v      Possuem diâmetro maior que 1000 Å;

v      Sofrem sedimentação pela ação da gravidade ou pela ação de uma centrífuga comum;

v      Podem ser separadas do dispergente por filtração comum;

v      Podem ser vistas a olho nu ou através de um microscópio comum.

Exemplo: Areia em água.


BIBLIOGRAFIA

Fonseca, Martha Reis Marques da  Química Integral, 2º grau: volume único/Martha Reis. – São Paulo: FTD, 1993.

Suplementado por livro do professor.

1.Química (2º grau) I. Título.

ISOMERIA

1 - Definição

Isomeria é o fenômeno de dois ou mais compostos apresentarem a mesma fórmula molecular (F.M.) e fórmulas estruturais diferentes.
Os compostos com estas características são chamados de isômeros (iso = igual; meros = partes).
Vamos estudar dois casos de isomeria: a isomeria plana e a isomeria espacial.

2- Isomeria Plana

Isômeros planos são os que diferem pelas fórmulas estruturais planas.
Existem vários tipos de isômeros planos:

2.1- Isomeria de Cadeia

São isômeros pertencentes a uma mesma função química com cadeias carbônicas diferentes.
- Cadeia normal X cadeia ramificada

Exemplo: F.M. C₄H₁₀ – n-butano e metilpropano.

- Cadeia aberta insaturada X cadeia fechada saturada

Exemplo: F.M. C₃H₆ – propeno e ciclopropano.
- Cadeia aberta insaturada X cadeia fechada insaturada

Exemplo: F.M. C₃H₄ – propino e propadieno e ciclopropeno.

- Cadeia homogênea X cadeia heterogênea

Exemplo: F.M. C₂H₇N – etilamina e dimetilamina.

2.2- Isomeria de Posição

São isômeros de mesma função química, de mesma cadeia carbônica e que diferem pela posição de um grupo funcional, radical ou insaturação.
- Diferente posição de um radical


Exemplo: F.M. C₆H₁₄ – 2-metilpentano e 3-metilpentano.
- Diferente posição de um grupo funcional

Exemplo: F.M. C₃H₈O – 1-propanol e 2-propanol.
- Diferente posição de uma insaturação


Exemplo: F.M. C₄H₈ – 1-buteno e 2-buteno.

2.3- Isomeria de Função

Os isômeros de função pertencem a funções diferentes.

Os três casos de isomeria funcional são:
- Álcool e Éter → C_nH_2n+2O


- Aldeído e Cetona → C_nH_2nO

- Ácido e Éster → C_nH_2nO₂

Exemplos:

- F.M. C₂H₆O – etanol e metoximetano;

- F.M. C₃H₆O – propanal e propanona;

- F.M. C₃H₆O₂ ácido propanóico e etanoato de metila.

2.4- Isomeria de Compensação ou Metameria

São isômeros de mesma função química, com cadeias heterogêneas, que diferem pela localização do heteroátomo nas cadeias.
Exemplos:

- F.M. C₄H₁₀O – metoxipropano e etoxipropano;

- F.M. C₄H₁₁N – metil-propilamina e dietilamina.

2.5- Tautomeria ou Isomeria Dinâmica

É um caso particular de isomeria funcional, pois os isômeros pertencem a funções químicas diferentes, com a característica de um deles ser mais estável que o outro.
Os isômeros coexistem em solução aquosa, mediante equilíbrio dinâmico no qual um isômero se transforma em outro pela transposição intramolecular simultânea de um átomo de hidrogênio e uma dupla ligação.
Exemplos:

3- Isomeria Espacial

Neste caso, os isômeros têm a mesma fórmula molecular e fórmula espacial diferente. Existem dois casos de isomeria espacial: Geométrica ou Cis – Trans e Óptica.

4- Isomeria Geométrica

Um composto apresenta isomeria geométrica ou cis-trans quando:
a) tiver dupla ligação carbobo-carbono, e
b) tiver ligantes diferentes a cada carbono da dupla ligação.
Os isômeros cis e trans diferem pela fórmula espacial. No isômero cis, os ligantes iguais ficam do mesmo lado do plano da dupla ligação. No isômero trans, os ligantes iguais ficam em lados opostos ao palno da dupla.
Exemplo:

4.1- Condições para ocorrer isomeria geométrica em compostos de cadeia fechada (Bayeriana)

Em pelo menos dois átomos de carbono do ciclo, devemos encontrar dois ligantes diferentes entre si.
Exemplo:

5- Propriedades físicas e químicas dos isômeros geométricos

Os isômeros cis-trans apresentam propriedades físicas diferentes.

As propriedades químicas dos isômeros cis-trans são iguais.

6- Isomeria Óptica

É um caso de isomeria espacial cujos isômeros apresentam a propriedade de desviar o plano de vibração da luz polarizada.
6.1- Condições:
I- carbono assimétrico (C*)

II- assimetria molecular (S)
6.2- Carbono Assimétrico (C*) ou Quiral

Um carbono assimétrico é o carbono que possui as quatro valências ou os quatro radicais diferentes.

Exemplo:

6.3- Luz Natural

Apresenta ondas eletromagnéticas em infinitos planos de vibração.
6.4- Luz Polarizada

É a luz que apresenta ondas eletromagnéticas vibrando num único plano.
6.5- Substâncias Opticamente Ativas (SOA)


São as substâncias que desviam o plano de vibração da luz polarizada.
6.6- Substâncias Opticamente Inativas (SOI)

São as que não desviam o plano de vibração de luz polarizada.
6.7- Substâncias Dextrogiras

São as substâncias que desviam o plano da luz polarizada para a direita.
6.8- Substâncias Levógiras


São as substâncias que desviam o plano da luz polarizada para a esquerda.
6.9- Substâncias com 1 carbono Assimétrico

Toda substância que apresenta um carbono assimétrico tem dois isômeros espaciais: um dextrógiro e um levógiro.

Existem dois ácidos láticos espacialmente diferentes: o ácido lático dextrógiro e o levógiro.
Enantiomorfos são isômeros cujas moléculas se comportam como objeto e imagem (antípodas ópticos).

A mistura de dois enantiomorfos em proporções equimolares ou equimoleculares é chamada de racêmico.
Aumentando o número de átomos de carbono assimétricos, temos um maior número de moléculas espacialmente diferentes.
6.10- Substâncias com dois átomos de carbono assimétricos diferentes

Teremos quatro moléculas espacialmente diferentes: duas dextrógiras e duas levógiras.
Exemplo:

SOA = 2ⁿ, sendo n o número de carbonos quirais.


SOI = 2^n-1, isômeros racêmicos.
Portanto, na estrutura acima temos 2 dois carbono quirais (C*), então:
SOA = 2ⁿ = 2² = 4 isômeros ativos (d₁l₁ e d₂l₂)


SOI = 2^n-1 = 2^2-1 = 2 racêmicos (r₁,r₂)
6.11- Substâncias com 2 átomos de carbono assimétricos iguais

Teremos 3 moléculas espacialmente diferentes: uma dextrógira, uma levógira e uma opticamente inativa chamada MESO

Neste caso teremos 4 isômeros:
SOA = dextrógira e levógira
SOI = recêmico e meso
O meso é inativo devido a uma compensação interna.

HISTÓRIA DA QUÍMICA

A  pré-história engloba a chamada Idade da Pedra, quando os homens se utilizavam de objetos de pedra (machados, facas, etc.). Talvez por volta de 5000 a.C. os homens fabricaram os primeiros objetos de ouro e prata, materiais que na natureza já se encontram na forma metálica. Por volta de 3000 a.C. na Mesopotâmia (hoje, Iraque), obteve-se o bronze (liga metálica de cobre e estanho), iniciando-se assim a chamada Idade do Bronze; com esse material se fabrica armas e utensílios domésticos mais leves e resistentes. Foram provavelmente os assírios, por volta de 1500 a.C. os primeiros a obter o ferro (Idade do Ferro), e com ele novas armas e utensílios foram produzidos. Criavam-se assim as técnicas metalúrgicas, isto é, o processos de se obterem e transformarem os metais e ligas metálicas, que são também processos químicos.

Por volta de 1400 a.C., os egípcios já haviam atingido um alto grau de desenvolvimento, não só na Química metalúrgica mas também no que poderíamos chamar de Química doméstica. Trabalhavam com o ferro, o ouro, a prata e outros metais; fabricavam o vidro; produziam o papiro para a escrita; sabiam curtir o couro e extrair corantes, medicamentos e perfumes das plantas; fabricavam bebidas fermentadas semelhantes à cerveja, etc. Não podemos esquecer que, na conservação de suas múmias, os egípcios atingiram níveis de perfeição que são admirados até hoje.

Muitos desses conhecimentos egípcios passaram para outros povos do Oriente Médio (fenícios, hebreus, etc.) e, posteriormente, para os gregos e os romanos. É interessante também salientar que, na mesma época e muito longe dessas civilizações — na China —, também eram desenvolvidas técnicas apuradas, como as de produção do vidro e da porcelana.

No entanto é importante observar que, apesar de por volta de 400 a.C. já se conhecerem muitos produtos químicos (óxidos de ferro, de cobre e de zinco, sulfatos de ferro e de cobre, etc.) e muitas técnicas de transformação química (fusão, dissolução, filtração, etc., por aquecimento com fogo direto, em banho-maria, etc.), não existiam explicações para esses fenômenos. Os povos antigos se preocupavam mais com as práticas de produção das coisas do que com a teoria ou com explicação dos porquês de as coisas aconteceram.

Foram os filósofos gregos da Antigüidade os primeiros que se preocuparam com a explicação dos fenômenos. Os povos antigos se preocupavam mais com as práticas de produção das coisas do que com a teoria ou com explicação dos porquês de as coisas acontecerem.

Foram os filósofos gregos da Antigüidade os primeiros que se preocuparam com a explicação dos fenômenos da natureza. Assim, por exemplo, Demócrito (460-370 a.C.) afirmavam que todas as coisas deste mundo (um grão de areia, uma gota de água, etc.) poderiam ser divididas em partículas cada vez menores, até se chegar a uma partícula mínima que não poderia mais ser dividida e que seria denominada átomo (do grego: a, "não", e tomos, "partes"); essa idéia, que não se firmou na época, só veio a renascer na Química, muitos séculos depois.

Aristóteles (384-322 a.C.), um dos maiores filósofos gregos da Antigüidade, acreditava, ao contrário de Demócrito, que a matéria poderia ser dividida infinitamente e que tudo o que existia no Universo era formado pela reunião, em quantidades variáveis, de quatro elementos: terra, água, fogo e ar.

Considerando que, durante séculos, eram trabalhos completamente distintos e separados o dos artesãos, que faziam as coisas, e o dos pensadores, que tentavam explicar os fenômenos, é fácil concluir por que a Ciência, e em particular a Química, levou tanto tempo para progredir. De fato, as próprias idéias de Aristóteles permaneceram praticamente inalteradas, orientando a Ciência, por quase 2000 anos!

Na Idade Média (aproximadamente entre os anos de 500 a 1500 da era cristã) se desenvolveu, entre árabes e europeus, a ALQUIMIA, cujo sonho era descobrir o elixir da longa vida, que poderia tornar o gomem imortal, e a pedra filosofal, que teria o poder de transformar metais baratos em ouro. Os alquimistas não conseguiram chegar às metas sonhadas, mas ao longo de suas pesquisas acabaram produzindo novos materiais, como o álcool, o ácido sulfúrico, o ácido nítrico, etc., fabricando novos aparelhos, como o almofariz, o alambique, etc., e aperfeiçoando novas técnicas, como a destilação, a extração, etc. Apesar de ser uma " arte secreta", onde se misturavam idéias de Magia, Ciência e novas práticas químicas, a Alquimia contribuiu muito para o desenvolvimento da técnica, embora não tenha contribuído para o desenvolvimento das explicações dos fenômenos químicos.

No século XVI, na Europa, os pesquisadores abandonaram o "sonho" da Alquimia e partiram para caminhos mais realistas e úteis, principalmente a produção de medicamentos, principal objetivo da IATROQUÍMICA, onde se distinguiu o médico Paracelsius (1493-1541). Com isso, novas substâncias, aparelhagens e técnicas foram surgindo. Um fato importante dessa época foi o aparecimento das primeiras sociedades científicas, onde os cientistas se reuniam para trocar informações sobre suas descobertas.

Em 1661, o filósofo inglês Robert Boyle (1627-1691) publicou o livro O químico cético, onde criticava as idéias de Aristóteles sobre a "teoria dos quatro elementos". Tentava-se então buscar explicações mais lógicas para os fenômenos químicos.

No século XVIII, firmou-se realmente o caráter científico da Química. Vários gases foram descobertos e estudados. Lavoisier, com a introdução da balança em seus experimentos, conseguiu pesar os materiais envolvidos antes e depois de uma transformação química, notando então que a massa permanecia constante. Podemos dizer que, nos séculos XVIII e XIX, com os trabalhos de muitos cientistas, surgiu a QUÍMICA MODERNA, que já proporcionava uma explicação lógica para a existência de muitos materiais diferentes e suas possíveis transformações químicas.

É importante notar também que a partir dessa época se juntou o trabalho experimental feito em laboratório (trabalho prático) com a correspondente busca das explicações da natureza da matéria e as razões de suas transformações químicas (trabalho teórico).

No século XIX ocorreu um desenvolvimento extraordinário na Química, tanto em sua parte prática como na parte teórica. Na prática, foram descobertos vários novos elementos químicos e produzidas muitas novas substâncias químicas. Na teoria, consolidaram-se as idéias de ÁTOMO, principalmente devido aos trabalhos de John Dalton (1766-1844) e de MOLÉCULA, principalmente por Amedeo Avogadro (1776-1856); Dimitri Ivanovitch Mendeleyev (1834-1907) conseguiu ordenar os elementos químicos, de forma racional, em sua TABELA PERIÓDICA. É muito importante notar também que, em decorrência desse "casamento" da prática com a teoria, houve um grande desenvolvimento das técnicas de análise e síntese químicas. A análise química procura responder à pergunta "quais, quantos e como os elementos (átomos) estão reunidos nas substâncias (moléculas)?"; a síntese química procura explicar "como podemos transformar as substâncias de maneira a produzir novas substâncias?".

Essa complementação da prática com a teoria e vice-versa continuou e continua se aprofundando até hoje. Por isso tivemos, no século XX, um progresso fabuloso da Química.

Com o uso de equipamentos modernos (eletrônicos, computadores, raio laser, etc.), a Química teórica conseguiu determinar as estruturas dos átomos e das moléculas, com precisão cada vez maior. Também a Química experimental evoluiu extraordinariamente; por exemplo, somente entre 1960 e 1969 conseguiu-se sintetizar cerca de 1,2 milhão de novos compostos conhecidos ultrapassa a casa dos 10 milhões. Tudo isso acabou sendo aplicado nas indústrias, resultando numa vasta tecnologia química, com a fabricação de milhares e milhares de novos produtos: plásticos, tecidos, borrachas sintéticas, medicamentos, tintas, corantes, etc.

Autoria: Natália Menezes