Geometria Molecular

Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. 

Essa teoria está baseada na ideia de que os pares eletrônicos ao redor de um átomo central, quer estejam ou não participando das ligações, comportam-se como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distância angular possível.

Forças Intermoleculares

As interações de moléculas decorrem da existência de forças denominadas intermoleculares; essas forças definem as propriedades físicas das substâncias. São genericamente denominadas forças de Van der Waals em homenagem ao físico holandês Johannes Van der Waals que, em 1873, propôs a existência dessas forças.

TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES

FORÇA DIPOLO INDUZIDO-DIPOLO INDUZIDO 

Também conhecida como força de London ou também de força de Van der Wals, é o único tipo de força que acorrem entre substâncias apolares. Quando há aproximação entre duas moléculas apolares, os elétrons da camada de valência de uma passam a sofrer influencias do núcleo da outra molécula vizinha. Assim, há um deslocamento de elétrons que geram dipolos induzidos que não existiriam nas moléculas isoladas, esses dipolos provocam a atração elétrica entre as moléculas.

FORÇA DIPOLO PERMANENTE- DIPOLO PERMANENTE 

Sabemos que as moléculas são eletricamente neutras, no entanto, em muitas moléculas (polares) há a existências de dipolos elétricos permanentes e por isso há interação eletrostática entre elas. A “parte” (pólo) positiva de uma molécula é atraída pela “parte” negativa da outra e assim sucessivamente. Veja o exemplo com as moléculas de HCl. Esse tipo de interação é o mesmo que ocorre entre os íons Na+ e Cl– no retículo do NaCl (ligação iônica), porém com menor intensidade.

Exemplo com o ácido clorídrico, HCl.

LIGAÇÕES DO HIDROGÊNIO 

As “pontes” de hidrogênio, por serem muito mais intensas, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo e ocorrem mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos e, que, por isso, originam dipolos muito acentuados.

Pontes de hidrogênio observadas em  água

Pontes de hidrogênio observadas em Ácido fluorídrico

Pontes de hidrogênio observadas em Amônia

Tensão Superficial: As moléculas localizadas no interior de um líquido sofrem atrações intermoleculares em todas as direções. Já o mesmo fenômeno não ocorre com as moléculas encontradas na superfície desse líquido, que são atraídas somente pelas moléculas situadas abaixo ou ao lado delas.

Essa desigualdade de atrações na superfície provoca a contração do líquido, dando-nos a impressão de existir uma fina película na sua superfície.

A intensidade das ligações depende das intensidades dos dipolos. Em moléculas apolares, cujos dipolos são induzidos pela presença das moléculas e, portanto temporários, as atrações são bem menos intensas que as existentes entre moléculas polares, onde os dipolos são permanentes e provocados pela diferença de eletronegatividade dos átomos que as compõem, que por sua vez é menor que as atrações provocadas pelas pontes de hidrogênios cujos dipolos são bem mais acentuados.

FORÇAS INTERMOLECULARES E TEMPERATURAS DE FUSÃO E EBULIÇÃO 

Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor será a sua temperatura de ebulição. Dois fatores influem nas temperaturas de ebulição e de fusão (TE): 

a) o tipo de força intermolecular: quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maior a sua TE. 

b) o tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, maior será sua superfície, o que propicia um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando TE maior. 

Sendo assim:

"Para moléculas com tamanhos aproximados a temperatura de fusão e de ebulição será maior quanto maior for a intensidade das interações intermoleculares."

"Para moléculas com o mesmo tipo de interação, a temperatura de fusão e de ebulição será maior quanto maior for a molécula."

SOLUBILIDADE

É o tipo de ligação entre as moléculas que vai determinar quando duas substâncias podem formar soluções (misturar-se homogeneamente) ou não. Substâncias com o mesmo tipo de ligações intermoleculares são ditas semelhantes e formam soluções, substâncias com ligações intermoleculares diferentes não formam soluções. Disso vem a regra: semelhante dissolve semelhante. Como os tipos de ligações dependem da polaridade das moléculas, fica que:

Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares.

Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares.

LIGAÇÕES E PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS

·         As ligações químicas (metálica, iônica e covalente) entre os átomos nas moléculas ou nos agregados iônicos são fortes e por isso determinam as propriedades químicas das substâncias.

·         As ligações intermoleculares (dipolo-dipolo, ligações de hidrogênio e dipolo induzido) são mais fracas e são responsáveis pelas propriedades físicas das substâncias.

EXERCÍCIOS

1. (Unifor-CE) No hidrogênio líquido, as moléculas estão unidas por:
a) ligações covalentes.
b) pontes de hidrogênio.
c) forças de Van der Waals.
d) ligações iônicas.
e) ligações metálicas.

2. (UFMG) Escolha a substância preferível para limpar um tecido de graxa.
a) gasolina              b) vinagre            c) etanol               d) água           e) Ácido clorídrico

3. (PUC-PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores de incêndio, apresenta ligação entre seus átomos do tipo .... e suas moléculas estão unidas por .... .
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa:
a) covalente apolar — atração dipolo-dipolo.
b) covalente polar — pontes de hidrogênio.
c) covalente polar — forças de Van der Waals.
d) covalente polar — atração dipolo-dipolo.
e) covalente apolar — forças de Van der Waals.

4. (UNI-RIO) A mãe de Joãozinho, ao lavar a roupa do filho após uma festa, encontrou duas manchas na camisa: uma de gordura e outra de açúcar. Ao lavar apenas com água, ela verificou que somente a mancha de açúcar desaparecera completamente. De acordo com a regra segundo a qual “semelhante dissolve semelhante”, indique a opção que contém a força intermolecular responsável pela remoção do açúcar na camisa de Joãozinho.
a) Ligação iônica.
b) Ligação metálica.
c) Ligação covalente polar.
d) Forças de London.
e) Ponte de hidrogênio.

5. (Ceeteps-SP) Para os compostos HF e HCl, as forças de atração entre as moléculas ocorrem por:
a) ligações de hidrogênio para ambos.
b) dipolo-dipolo para ambos.
c) ligações de Van der Walls para o HF e ligações de hidrogênios para HCl.
d) ligações de hidrogênio para o HF e dipolo-dipolo para o HCl.
e) ligação eletrostática para HF e dipolo induzido para HCl.

6. (Ceeteps-SP) Um iceberg é compostos por moléculas de água que se mantêm fortemente unidas por ligações do tipo:
a) dipolo induzido-dipolo permanente.
b) dipolo instantâneo-dipolo induzido.
c) ligações covalentes dativas.
d) ligações covalentes.
e) ligações de hidrogênio.

7. (Unip – SP) o principal tipo de atração que deve ser vencida para sublimar o gelo seco (CO2) é:
a) ligação covalente.
b) força de London (entre dipolos temporários)
c) força entre dipolos permanentes (devido à diferença de eletronegatividade)
d) ligação coordenada.
e) ligação iônica.

8. (UFSE) Quando um gás nobre sofre liquefação, seus átomos ficam unidos uns aos outros por ligações químicas denominadas:
a) covalentes.
b) iônicas.
c) metálicas.
d) pontes de hidrogênio.
e) Van der Waals.

9. (UFPI) Estudos recentes indicam que lagartixas podem pelo teto e em superfícies lisas utilizando forças intermoleculares entre essas superfícies e os filamentos microscópicos que têm nos pés (meio milhão em cada pé). O tipo de interação correspondente nesse caso é:
a) iônica.
b) covalente.
c) metálica.
d) Van der Waals.
e) nuclear.

10. (UFRGS-RS) A intensificação das interações intermoleculares ocorre quando:
a) a água entra em ebulição.
b) o vapor de água sofre condensação.
c) a água, à altas temperaturas, se decompõe em hidrogênio e oxigênio.
d) o vapor de água é aquecido.
e) o gelo sofre fusão.

11. (FEI-SP) A tensão superficial depende diretamente de processos de interação entre moléculas, como por exemplo, pontes de hidrogênio. Qual das substâncias abaixo tem maior tensão superficial?
a) hexano.
b) benzeno.
c) tetracloreto de carbono.
d) éter dietílico.
e) prop-2-ol.

Ligações Químicas

Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa.

Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família A), sendo que os elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse modelo. Outra forma de reformular a teoria do octeto é: as ligações ocorrem de forma que os átomos envolvidos busquem a configuração de um gás nobre.

 Ligação iônica (ou eletrovalente) é a ligação onde os átomos se mantêm coesos pela transferência definitiva de elétrons de um para o outro, a fim de cumprir a teoria do octeto. Ocorre com átomos de tendências opostas, um que tende a perder elétrons e outro que tende a ganhar a elétrons, essas tendências são chamadas de ionização, e esses átomos, que perderam e ganharam eletrosn, são chamados de íons, sendo que os átomos que perdem elétrons são chamados de cátions, enquanto que os que ganham elétrons são chamados de ânions. Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias IA, IIA e IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. Os compostos formados por essa ligação são chamados de compostos iônicos.

Um caso clássico é o do NaCl, onde o Na cede um elétron para o Cl.

Uma coisa que se tem que ter em mente é que a ligação não envolve apenas dois átomos, mas sim vários átomos dois elementos que formam um aglomerado com forma geométrica definida, chamado de reticulo cristalino, característico dos sólidos. Para o NaCl, o reticulo tem a forma:

A existência do retículo iônico determina as principais características desses compostos:

a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm).

b) Os compostos iônicos apresentam elevadas: temperatura de fusão e temperatura de ebulição. 

c) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas; são, portanto, duros e quebradiços.

d) Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido (fundidos), devido à existência de íons com liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico.

e) Seu melhor solvente é a água.

            Alguns metais de transições ao formar cátions não obedecem à regra do octeto.

Ligação covalente (ou molecular): ocorre quando átomos compartilham pares de elétrons a fim de “suprir” suas necessidades eletrônicas e cumprir a regra do octeto. Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos. Como não ocorrem ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Tomemos, por exemplo, o gás cloro, Cl₂. 

Ligação Coordenada: Em algumas ligações, um dos átomos já possui os oitos elétrons na última camada como manda a regra do octeto, porém, o outro elemento ainda não atingiu a configuração de um gás nobre; então esse elemento, para cumprir a regra do octeto, “pega emprestado” um par do outro elemento. Ou seja, esse par eletrônico é cedido totalmente por apenas um dos elementos. Exemplo: SO₂

                                                   

 O par cedido na ligação dativa é, comumente, representado por uma seta do doador para o receptor.

Ligação metálica: é a ligação onde cátions metálicos são mantidos coesos mergulhados em um mar (ou nuvem) de elétron.

Propriedades dos metais:

·         Brilho metálico;

·         Condutividade térmica e elétrica;

·         Densidade elevada;

·         Pontos de fusão (exceção Hg) e ebulição elevados;

·         Resistência à tração;

·         Maleabilidade;

·         Ductibilidade.

            Os metais se agrupam formando sólidos com forma geométrica ordenada, dando origem aos retículos cristalinos. Os principais retículos estão representados abaixo.

     Cúbico de corpo

     Cúbico de faces

Fórmulas Químicas

Existem diferentes tipos de fórmulas: a iônica, a molecular, a eletrônica e a estrutural plana.

Iônica: mostra a menor proporção entre os átomos dos elementos que formam o composto iônico.  Uma maneira prática de determinar essa fórmula é colocar o número da carga de um como índice de quantidade no outro.

·         Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento químico formam a molécula. CO, NH₄OH, H₂SO_{4 etc.} 

  

·         Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. Para o ácido clórico, HClO_{3, por exemplo:}

  

Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural de Couper, ela mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representados por um traço. Como exemplo, a fórmula planar do ácido clórico.

RESUMO DO TIPOS DE FÓRMULAS:

Exceções à regra do octeto

Alguns elementos não seguem a regra do octeto.  Alguns fazem ligações ficando com menos de oito elétrons na camada de valência (ex. BeH₂, BF₃, AlCl₃), outros ficam com mais de oito (ex. PCl₅, SF₅, XeF₂, XeF₄).

Alotropia é a propriedade pela qual um mesmo elemento químico pode formar duas ou mais substâncias simples diferentes, que são denominadas variedades alotrópicas do elemento.

·  

 Oxigênio: O elemento oxigênio (O) forma duas variedades alotrópicas; uma delas, mais abundante, é o oxigênio comum (O2) e a outra, o ozônio (O3).

  

·         Carbono: Na natureza, o elemento químico carbono (C) forma três variedades alotrópicas: diamante, grafita e fulerenos.

  

·         Enxofre: forma duas variedades alotrópicas: o enxofre rômbico e o enxofre monoclínico. Essas duas variedades são formadas por moléculas com oito átomos (octatômicas) e podem ser representadas pela fórmula S₈.

·         Fósforo: forma diversas variedades alotrópicas sendo o fósforo branco e o fósforo vermelho as duas formas mais comuns.

Grandezas Químicas

 Massa atômica é a massa comparada com 1/12 da massa do ¹²C. É escrita como u.a. Cada u.a. tem 1/12 da massa do ¹²C.

 Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Por exemplo, a massa do Ne é a média ponderadas das massas atômicas dos seus isótopos.

Massa molecular é a soma das massas individuais dos átomos que compõem uma molécula. Por exemplo, H₂O tem massa molecular igual a: 

1,0079 (massa do H) _x 2 (quant. De átomos de H na molécula) + 15,9994 (massa do O) _x 1 (quant. De átomos de O na molécula) → 1,0079 _x 2 + 15,9994 _x 1 =  18,0152 u.a.

 Massa molar é a massa, em gramas, de um mol de um composto químico.

MOL: é a quantidade de matéria que contém a mesma quantidade de entidades químicas que há em 12 gramas de 12C. 1 mol tem 6,02 · 1023 entidades químicas (átomos, moléculas etc), essa é a chamada constante de Avogadro.

Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica (MA), para qualquer elemento, existem 6,02 · 10²³ átomos (1 mol). Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular (MM), para qualquer substância molecular, existem 6,02 · 10²³ moléculas (1 mol). Isso quer dizer que, por exemplo, se O tem MA = 16,0 u.a., então 6,02 · 10²³ átomos de O (1 mol de O) pesará 16,0 grama.

Massa molar é a massa que contém 6,02 · 10²³ entidades. As unidades são g/mol.

Determinação do número de mol:   n = m/Mmolar 

 Volume molar é o volume ocupado por 1 mol de substâncias. Para um 1 mol de gás, em condições normais de temperatura e pressão, CNTP, o volume molar é igual a 22,71 L.

A Química Tradicional e o surgimento da Química moderna

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". Nestes trabalhos Boyle desenvolveu sua lei, que diz que à temperatura constante a pressão de um gás é inversamente proporcional ao volume por ele ocupado. Nesta mesma época ocorreu o descobrimento do oxigênio pelo padre anglicano Joseph Priestley , e importantes teorias, embora equivocados, foram formuladas a respeito da combustão e da corrosão (teoria do flogístico e da massa negativa). Tentava-se então buscar explicações mais lógicas para os fenômenos químicos. 

No século XVIII, a Química tornou-se realmente uma ciência. Vários gases foram descobertos e estudados. Lavoisier introduziu a balança em seus experimentos e conseguiu pesar os materiais envolvidos antes e depois de uma transformação química, notando então que a massa permanecia constante (lei da conservação da massa), também fez importantes descobertas sobre a combustão e sobre as propriedades do gás fundamental para que ela ocorra, o oxigênio. 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 12 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), que propôs o primeiro modelo atômico segundo o qual o átomo seria continuo e maciço como uma bola de bilhar, esse modelo conseguia explicar várias propriedades dos gases. E a ideia de MOLÉCULA, principalmente por Amedeo Avogadro (1776-1856), que propôs que em dois volumes iguais de diferentes gases comportava a mesma quantidade de molécula. No século da morte de Avogadro, começou entre alguns cientistas a preocupação em organizar, por propriedades físicas e químicas, os elementos então descoberto, o êxito em tal tarefa foi devido a cientista russo Dimitri Ivanovitch Mendeleyev (1834-1907) que 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. Havia, no entanto uma controvérsia na teoria de Dalton ela não explicava o fenômeno da eletricidade observada mesmo antes de cristo na Grécia antiga, outra propriedade que abalaria tal teoria seria descoberta quatro anos antes do inicio do século XX. Estudos do casal Curie e do físico francês Henri Becquerel com minérios de urânio descobriram a radioatividade. O Casal Curie explicou que tal fenômeno se dava a desintegração atômica, mas como se a teoria de Dalton defendia que o átomo era continuo e indivisível? Era necessária uma nova visão atômica!

Alquimia e Iatroquímica

Na Idade Média (aproximadamente entre os anos de 500 a 1500 da era cristã) se desenvolveu, entre árabes e europeus, a ALQUIMIA - é desse nome que surgiu o termo: Química - cujo sonho era descobrir o elixir da longa vida, que poderia tornar o homem 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, conhecida como a Química Medica, onde se distinguiu o médico Paracelsius (1493-1541), que entre outras idéias defendia a que pequenas doses de veneno eram benéficas à saúde. 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.

Nascimento da Química

Sem dúvida o primeiro sinal do nascimento da química se deu com o domínio do fogo, com essa nova tecnologia o homem podia se aquecer e preparar carnes de animais mais higiênica e de mais fácil digestão. Com essa façanha surgia também uma significativa intrigação sobre as “forças” que regiam a natureza. Por, talvez, não terem respostas reconfortantes, os fenômenos naturais eram explicados por mistificações, magias e crenças, esse espírito de superstições acompanhou a ciência por um longo período. 

A química acompanhou o homem durante toda a sua existência. Por volta de 5000a.C. os homens fabricaram os primeiros objetos de ouro e prata, materiais que na natureza já se encontram na forma metálica. Por volta de 3000a.C. na Mesopotâmia (hoje, Iraque), obteve-se o bronze (liga metálica de cobre e estanho), com esse material se fabrica armas e utensílios domésticos mais leves e resistentes. O ferro foi obtido provavelmente pelos assírios, por volta de 1500a.C., e com ele novas armas e utensílios foram produzidos. Criavam-se assim as técnicas metalúrgicas. Por volta de 1400a.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. É importante observar que, apesar de por volta de 400a.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. 

Foram os filósofos gregos da Antiguidade os primeiros que se preocuparam com a explicação dos 10 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 Antiguidade os primeiros que se preocuparam com a explicação dos fenômenos da natureza. Assim, por exemplo, Leucipo de Mileto (nascimento: cerca de 500 a.C.) e seu discípulo Demócrito de Abdera (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 ideia, que não se firmou na época e só veio a renascer na Química, muitos séculos depois. Isso ocorreu em grande parte devido a influencia do grande filósofo grego da Antiguidade Aristóteles (384-322a.C.), que 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. As idéias de Aristóteles permaneceram praticamente inalteradas, orientando a Ciência, por quase 2000 anos.