1) O documento descreve o desenvolvimento da teoria atômica por John Dalton no início do século XIX. 2) Dalton propôs que os átomos tinham tamanhos variáveis e que os compostos químicos eram formados pela união de átomos em proporções simples. 3) Isso permitiu que Dalton construísse a primeira tabela de pesos atômicos com base nos resultados das análises químicas quantitativas da época.

1. CAPÍTULO XVI
AS LEIS DE COMBINAÇÃO ATÔMICA
O trabalho de Lavoisier ao menos deram uma solução satisfatória ao problema da
combustão que tinha absorvido a atenção de muitos químicos por centenas de anos. Ao
mesmo tempo ele mostrou ou valor dos métodos quantitativos e definiu a tarefa da Química
em termos claros. À luz dessas novas inspirações, os químicos puderam se voltar a outros
problemas com os quais eles estavam envolvidos, confiantes que esses também levariam a
uma nova abordagem. Os maiores problemas no início do Século XIX estavam relacionados
à composição dos compostos puros e à natureza da afinidade. Eles atacaram com vigor, e
resultados surpreendentes logo foram obtidos.
A descoberta da importância dos métodos quantitativos levou dessa vez às tentativas de
aplicar matemática à Química da mesma forma que foi aplicado com sucesso na Física em
um período posterior. A Matemática da análise quantitativa era a do tipo mais simples, e
muitos dos conceitos teóricos desenvolvidos nesses período não requeriam um
conhecimento matemática extenso. Entretanto, a ideia de que não era apenas possível,
mas também necessário, determinar valores numéricos definidos para as forças e
quantidades envolvidas nas reações químicas era um passo adiante importante.
As tentativas feitas por Homberg, Wenzel, e Kirwan para obter tais valores numéricos para
as forças de afinidade não foram muito bem sucedidas, como foi apresentado. Esse tipo de
experimento foi repetido por Jeremias Benjamin Richter (1762-1807),
Que em 1792 publicou em Breslau o primeiro volume do seu Anfangsgrnde der
Stiichyometrie(Esboços de Estequimetria, ou a Arte de Medir Elementos Químicos)! Como
Homberg e Kirwan, ele acreditava que ele podia obter uma medida acurada da afinidade
pela determinação das diferentes quantidades de ácido que poderiam neutralizar uma dada
quantidade de base, e vice-versa. Ele resumiu seus resultados em uma tabela que
mostrava o número de partes de ácidos sulfúrico, muriático e nítrico requeridos para
neutralizar 1000 partes das bases potássica, sódica, álcali volátil (amônia), barita, cal,
magnésia e alumina. Richter posteriormente notou que, quando dois sais neutros reagiam
por dupla decomposição, os produtos eram também neutros. Isso significava que, quando
AB reagiam com CD para formar AC, BD podia também ser formado, e seria possível
calcular as composições de AC e BD se aquelas quantidades de AB e CD fossem
conhecidas. Isso, naturalmente, era uma aplicação da lei de conservação de matéria. Para
descrever seu campo de estudo, Richter cunhou a palavra estequiometria, do Grego medir
algo que não pode ser dividido. Pode-se ver que ele tinha expressado a lei das proporções
constantes: as proporções dos elementos em um composto são constantes, e para cada

2. coposto de dois elementos a proporção em peso é também encontrada em outros
compostos contendo o mesmo elemento. A tabela de neutralização de Richter era
essencialmente a primeira tabela de equivalentes.
Desafortunadamente, o estilo de Richter era muito atrapalhado, e sua preocupação com
matemática era tão grande que ele tentou deduzir várias relações matemáticas
questionáveis a partir dos valores numéricos que ele determinou. Seu trabalho, entretanto,
não fez apelo aos outros químicos e ele não exerceu muita influência na época em que foi
publicado. Em 1802, Ernst Gottfried Fischer (1754-1831) traduziu o trabalho francês de
Bertholet sobre as leis da afinidade para o alemão. Ele adicionou a tabela de Richter, que
ele simplificou em uma tabela de verdadeiros equivalentes, apesar de que esse termo ainda
não era usado. Segue a tabela. Ela mostra os ácidos e bases familiares àquela época. Nela
o número dado para cada ácido indica o peso do ácido requerido para saturar o peso de
base correspondente indicado pelo número dado junto com ele.
A prova prática da lei das proporções constantes foi fornecida pelo trabalho de um químico
francês que ensinava em Madrid, Joseph Louis Proust (1754-1826). Em 1799 Proust
mostrou que a composição do carbonato de cobre era fixa, não importava como ele era
preparado e se ele ocorria naturalmente ou era preparado por síntese. Pelos próximos nove
anos ele devotou-se a purificar e analisar vários compostos para suportar sua crença na lei
das proporções constantes. Durante esse tempo ele esteve envolvido em uma famosa
controvérsia com seu compatriota Bertholet, que tinha colaborado com de Morveau e
Lavoisier no trabalho de nomenclatura química.
.
Bertholet abordou o problema da composição química a partir de seus estudos de afinidade,
descreveu em seus dois livros Recherches sur les lois de afinité (Paris – 1801). Bertholet
assinalou que as pressuposições feitas por Bergman ao compilar suas tabelas de afinidade
eletiva não eram completamente válidas. Afinidade não era uma força absoluta, desde que,
a despeito das afinidades que atuavam entre as várias substâncias, as quantidades de
reagentes podiam influenciar a direção de uma reação. Ele estabeleceu: “Quando uma
substância age sobre uma combinação, o sujeito da combinação divide-se entre os dois
outros não apenas em proporção à energia de suas respectivas afinidades, mas também

3. em proporção à suas quantidades. Esse é na verdade uma afirmação da lei de ação das
massas, um fato ainda não reconhecido por ainda meio século a mais. Bertholet realizou um
serviço valioso ao apontar as limitações das ideias antigas de afinidade eleriva, mas ele
levou suas teorias muito adiante e foi levado a um sério erro.
Ele acreditava que a afinidade química era uma força similar à gravidade, e ele sentia que
algum tipo de combinação entre substâncias era uma expressão dessa mesma força. Não
existia diferença fundamental entre solulão e combinação química, e assim a lei das
proporções constantes era apenas um caso especial da lei geral da afinidade. Ele
acreditava que a composição de um composto poderia varias a menos que um fator
particular tal como a solubilidade exercesse uma influência. Se uma combinação contendo
proporções definidas de seus constituintes acontecesse
De ser a forma menos solúvel da combinação, essa forma poderia sempre se precipitar da
solução e uma substância de composição aparentemente constante poderia resultar.
Bertholet acreditava que esse era um efeito acidental.
Foi essa visao que levou Proust e Bertholet ao conflito e rendeu muitos trabalhos analíticos.
Proust prestou particular atenção à “pureza dos seus compostos”. Ele estava apto a mostrar
que muitas das análises citadas por Bertholet em suporte à sua posição eram falsas porque
compostos impuros ou misturas tinham sido usados. Ele também distinguiu entre soluções e
reações químicas. “A solução de amônia em água é aos meus olhos diferente de hidrogênio
em azoto que produz amônia.”
Por volta de 1808 a opinião de Proust tinha prevalecido e a lei da composição constante era
aceita pela maioria dos químicos. Descartando as teorias de Bertholet elas não apenas
desconsideravam a teoria de ação das massas, e assim tiveram que esperar muitos anos
antes que o estudo do equilíbrio químico pudesse começar, mas eles também
desconsideravam a natureza de muitas substâncias cristalinas complexas cuja composição
era na verdade variável por causa da composição do retículo cristalino. Era talvez uma sorte
para a química da época que Proust tivesse trabalhado com substâncias simples que
obedeciam à lei da composição constante, por isso era necessário construir sobre essa lei
antes que a natureza dos compostos mais complexos pudesse ser compreendida.
Eventualmente foi reconhecido que existia verdade nas ideias de Bertholet mesmo com
relação à composição variável. Esse fato foi comprovado por Kurnakov em 1914, quando
ele sugeriu que ligas e outros compostos de composição indefinida fossem chamados de
‘bertolídeos,” enquanto que os compostos ordinários deviam ser chamados de “daltonitos”
em homenagem a John Dalton.
As teorias de Richter, Bertholet, e Proust dirigiram o pensamento dos químicos em direção
ao conceito de compostos químicos como nós os consideramos hoje, mas eles não
dependiam de nenhuma teoria atômica real. O desenvolvimento de uma teoria atômica
quantitativa que desse significado à lei da composição constante foi o trabalho de John
Dalton (1766-1844) de Manchester. Ele tinha se antecipado em suas ideias de alguma
forma ao químicos William Higgins (1766-1825), que em 1789 publicou um livro dando
corpo ao conceito de combinação atômica e à lei das múltiplas proporções. Suas ideias não

4. atingiram a maioria dos químicos. Apenas as teorias de Dalton deram à explicação atômica
das leis das proporções constantes e múltiplas uma base que permitiu a elas ser
geralmente aceitas.
Dalton estava interessado em meteorologia e a composição da atmosfera. Em uma tentativa
de explicar a si mesmo muitas das propriedades físcas dos gases ele assumiu inicialmente
que os átomos, agora acreditado por quase todo mundo como sendo composto pelas
menores partículas de matérias, eram do mesmo tamanho para todas as diferentes
substância. Ele achou impossível reconciliar o comportamento dos gases com essa
pressuposição e assim foi levado a pensar em átomos com tamanhos variáveis. Ele
tratou-os como esferas densas de dimensões diferentes, cada um rodeado por uma
atmosfera de calor (calórico) que repelia os outros átomos. Ao manter-se com o espírito
quantitativo da época, e porque o conceito de tamanho variável era tão importante para o
seu pensamento, que ele tentou determinar os valores numéricos para as diferenças no
tamanho, ou, mais acuradamente, no peso.
Para fazer isso, ele tinha que fazer certas afirmações em relação à natureza da combinação
química. Suas ideias foram baseadas mais em propriedades físcas do que químicas, e
assim ele fez a mais simples suposição sobre a composição química possível. A menos que
existisse razão para assumir de outra fora, ele acreditava que um composto de duas
substâncias (um composto binário) poderia conter um átomo de cada um dos constituintes.
Assim, água era um composto de um átomo de hidrogênio e um de oxigênio; amônia um de
hidrogênio e um de nitrogênio, e assim por diante. Se essa suposição fosse válida, os
resultados da análise química pela primeira vez forneciam um método para determinar os
pesos relativos dos átomos. As análises de água disponíveis a ele mostrou que ela continha
85 2/3 partes de oxigênio e 14 1/3 partes de hidrogênio. Se o peso de hidrogênio fosse
tomado como a unidade, o peso relativo do oxigênio tornava-se 6. Similarmente, a análise
da amônia dava 80 partes de nitrogênio e 20 partes de hidrogênio. O peso relativo de um
átomo de nitrogênio era assim 4. Dessa forma, Dalton estava apto a construir a primeira
tabela de pesos atômicos, a qual ele apresentou como um suplemento de um artigo sobre
absorção de gases pela água, lido na Sociedade Literária e Filosófica de Manchester em
1803 e publicado em 1805. Ele não explicou como desenvolveu a tabela, e os valores
dados foram mudados em versões posteriores, mas os princípios permaneceram os
mesmos.
Em 1804 o químico escocês Thomas Thomson (1773-1852), um popularizado muito ativo
da Química, visitou Dalton e aprendeu os detalhes de sua teoria atômica. Thomson estava
tão impressionado pelo que ele ouviu que ele se tornou um ardente advogado da teoria de
Dalton. Ele mais tarde foi acusado por Higgins de deliberadamente suprimir as contribuições
de Dalton. Não existe duvida de que o suporte entusiasmado do Thomson fez muito para o
trabalho de Dalton ser melhor conhecido por outros
Químicos, tanto que ele se tornou a base para o trabalho posterior sobre a aplicação da
teoria atômica à Química.
Em 1807 Thomson publicou seus cinco volumes Sistema de Química nos quais ele
explicava a teoria de Dalton, e em 1808 o próprio Dalton escreveu m Novo Sistema de

5. Filosofia Química, um dos clássicos da história da Química. Nesses trabalhos a teoria
atômica estava desenvolvida em detalhes e muitas das suas aplicações eram discutidas.
Dalton ainda estava apegado à suposição de que a maioria dos compostos eram binários.
Ele sabia, entretanto, que mais de um composto dos mesmos elementos existia, e assim ele
assumiu que compostos ternários, a próxima forma mais simples a descrever, poderia
também existir. Nesses, um átomo de um elemento estava unido aos dois outros. Assim, a
variabilidade de composição química estava explicada, mas não era a variabilidade
contínua de Bertholet. O velho princípio filosófico da descontinuidade recebeu uma base
teórica quantitativa, e a lei das múltiplas proporções foi apresentada. Essa lei seguia-se tão
essencial da teoria de Dalton que ele nem ao menos expressou-a como um princípio
distinto. Ele meramente a utilizou como uma parte óbvia do desenvolvimento da teoria.
Dalton desenvolveu um conjunto de símbolos para expressar essa teoria. Sua natureza
gráfica provavelmente auxiliou na sua aceitação. Eles eram círculos, desde que seus
átomos eram esféricos, e eles continham várias linhas, pontos, ou letras para representar os
átomos de diferentes elementos. Assim hidrogênio era , oxigênio , e carbono . ´´Agua era
com um peso atômico de 1 + 7 = 8; amônia era , peso atômico 6; “óxido carbônico” ; e o
ácido carbônico ternário .
Açúcar era supostamente constituído de um átomo de álcool e um de ácido carbônico, e era
representado pela fórmula setenária
O pensamento errôneo da teoria de Dalton se manifestava em muitos aspectos,
principalmente por causa das suas suposições rígidas e arbritrárias, ele apresentou aos
químicos um grande número de novos e importantes conceitos. Ele deu uma base
quantitativa precisa Às velhas e vagas ideias de átomos; ele deu ao conceito de elementos
uma especificidade que estava faltando previamente; ele explicou a descontinuidade nas
proporções dos elementos em compostos como os expressos nas leis de proporções
constantes e múltiplas; e ele sugeriu que o arranjo de átomos em um composto poderia ser
esquematicamente de tal forma que era possível indicar a estrutura real do composto.
Muitos dos desenvolvimentos da Química no Século XIX resultaram da expansão dessas
ideias.
Ao mesmo tempo, pode-se notar que essa teoria não dava indicação de qualquer padrão
simples para a determinação de pesos atômicos, desde que os pesos relativos dos átomos
variavam, dependendo se o composto no qual eram encontrados era binário, ternário, ou de
algum outro grau de complexidade. Não existia distinção entre átomos e moléculas no
sentido moderno. A teoria era mais sugestiva que positivamente informativa. O próprio
Dalton nunca modificou suas ideias rígidas, mas nas mãos de outros químicos as
implicações da teoria foram gradualmente desenvolvidas.
Thomas Thomson e seu amigo, o físico e químico inglês, William Hyde Wollaston
(1766-1828), apresentaram a confirmação da lei das proporções múltiplas em 1808, o ano
no qual Dalton publicou seu Novo Sistema. Thomson mostrou que o ácido oxálico
combinado com potassa e estrôncia formavam dois conjuntos de sais, um dos quais

6. continha o dobro de base do outro. Wollaston confirmou a existência desses sais e também
provou a existência do quadroxalato de potassa (KH​2​C​2​O​4​.H​2​C​2​O​4​).
Esses experimentos atraíram a atenção de um jovem cientista sueco, Jöns Jacob Berzelius
(177901848), que mais tarde se tornou o mais influente químico da primeira metade do
Século XIX. Berzelius se interessou pelo trabalho de Wenzel e Richter e iniciou uma série
de análises de vários minerais e sais antes de ter aprendido sobre o trabalho de Thomson e
Wollaston e, através disso, sobre a teoria de Dalton. Ele determinou-se a devotar a maior
parte da sua atenção à analise quantitativa de forma a testar as leis de combinação química
e a determinar os vários pesos atômicos.
Berzelius era um químico brilhante, e no curso do seu trabalho analítico (que nem sempre
era do mais alto grau de precisão) ele descreveu muitas novas reações e substâncias. Entre
suas descobertas estava no novo elemento selênio (1818), silício (1823), titânio (1825), e
muitos novos minerais. Mais importante, em 1812 ele tinha realizado um número tão grande
de análises que foi capaz de estabelecer firmemente a lei das múltiplas proporções nas
mentes de muitos químicos.
Berzelius reconheceu que um átomo de um element podia se combiner com variados
números de átomos de outros elementos, e que dois átomos podiam se combinar com três
ou cinco de outro elelento, mas ele não pode dizer se dois átomos podiam se combinar com
dois, quatro ou seis outros átomos. Enquanto o conceito de molécula de de peso molecular
não existisse, nenhuma diferente poderia ser reconhecida entre as fórmulas (como nós
agora escrevemos) HO e H​2​O​2​. Como resultado, a fórmula assumida como a correta tinha
que ser deduzida individualmente para cada composto, muitas vezes por analogia com
outros compostos que se comportavam de forma similar.
No seu trabalho posterior Berzelius fez muito uso de duas generalizações na determinação
dos pesos atômicos dos elementos. A primeira delas foi a regra anunciada em 1819 por
Pierre Louis Dulong (1785-1838) e Alexis Therese Petit (1791-1820) que o produto do peso
atômico e do calor específico de um elemento é constante. Apesar de essa lei ser agora
conhecida como uma aproximação, ela foi muito útil na decisão sobre se o peso atômico
correto de um elemento deveria ser seu peso equivalente ou algum múltiplo disso.
O Segundo princípio empregado por Berzelius foi a lei do isomorfismo, anunciado por seu
aluno, Eilhard Mirscherlich (1794-1863), em 1829. Ele estabeleceu que quando duas
substâncias cristalizavam em formas similares eles normalmente tinham fórmulas análogas.
Se o número de átomos de um elemento em um composto fosse conhecido, o número de
átomos de um elemento similar em um composto isomórfico poderia ser deduzido. Esses
métodos serviram muito bem a Berzelius, mas eles não eram suficientemente gerais para
dar absoluta certeza dos pesos atômicos que ele tão fervorosamente buscou estabelecer.
Um método mais satisfatório, mas um que era aplicável apenas a gases, se baseou na lei
de combinação de volumes descoberta pelo químico francês Joseph Louis Gay-Lussac
(1778-1850). Em 1805, trabalhando com o grande naturalista Alexander von Humboldt
(1769-1854), Gay-Lussac redeterminou o fato, primeiro observado por Cavendish, que o

7. hidrogênio e o oxigênio se uniam nas proporções 2:1 para formar água. Ele se voltou a
estudar essas relações em outros gases, e por 1809 ele estava apto a anunciar que as
razões entre os volumes de gases reagentes eram números inteiros pequenos. Assim,
amônia combinava-se com iguais volumes de ácido flurobórico (BF​3​), ácido muriático (HCl),
e ácido carbônico (H​2​CO​3​) combinados com 2 volumes de amônia (NH​3​) para formar
“sub-sais”. Dados de outros autores mostraram que 1 volume de nitrogênio e 3 de
hidrogênio se combinavam para formar amônia, e que óxidos de nitrogênio consistiam de 1
volume de nitrogênio combinados com ½, 1 e 2 volumes de oxigênio. Dalton nunca aceitou
esses resultados de Gay-Lussac, mas Berzelius usou-os sempre que possível.
Apesar de Berzelius usar a lei de combinação de volumes, ele nunca a extendeu a fim de
tirar conclusões definitivas, e assim nunca esteve apto a fazer a distinção entre átomos e
moléculas em reações gasosas. Esse passo foi dado em 1811 pelo italiano Amedeo
Avogadro (1776-1856), mas suas ideiasforam rejeitadas por quase 50 anos. Avogadro
assumiu algo que devia ter sido considerado mas foi rejeitado por Dalton: a de que dois
volumes iguais de diferentes gases continham o mesmo número de partículas. Disso ele
imediatamente deduziu que a razão de densidades de dois gases taal como o oxigênio
(1,10359) e hidrogênio (0,07321) representavam a razão entre as massas de suas
partículas, isso é, seus pesos atômicos, que nesse caso particular era 15,074:1. Isso
mostrou que o peso equivalente do oxigênio era em torno de 8, o que era frequentemente
usado por outros químicos, não era o peso atômico.
Avogadro então distinguiu entre o que ele chamou de “moléculas integrais,” nossas
moléculas, e “moléculas elementares,” nossos átomos. Ele assumiu que átomos de um gás
simples podiam se combinar mutuamente, e, em reação com outro gás, essas moléculas
integrais resultantes poderiam se dissociar e formar novas moléculas integrais de diferente
composição. Assim, “a molécula de água será composta de meia molécula de oxigênio com
uma molécula, ou o que é a mesma coisa, duas meias moléculas de hidrogênio.” Uma
hipótese similar foi proposta pelo físico francês Apère (1775-1836) em 1814.
Se a hipótese de Avogadro tivesse sido aceita, os químicos teriam econimizado meio século
de confusão. Na época do seu surgimento, entretanto, poucos fatos podiam confirmar essa
hipótese, e Berzelius não podia conceber dois átomos similiares se unindo. Ele entretanto
desprezou essa ideia, e o grande peso de sua autoridade desencorajou outros químicos de
investigar isso mais a fundo. Em 1832 B. A. Dumas (18001884), que sucedeu Berzelius
como um grande líder do pensamento químico, estudou as densidades de vapor do enxofre,
fósforo, arsênio e mercúrio. Ele não percebeu que esses vapores tinham uma estrutura
anômala, e ele sentiu que seus resultados desacreditavam a teoria de Avogadro. Com tais
oposições influentes como as de Berzelius e Dumas existia pouca possibilidade de que
químicos pudessem aceitar a teoria até que uma confusão desesperadora forçasse-os a
fazê-lo.
Com a exceção desse desprezo por Avogadro, Berzelius usou os métodos disponíveis com
grande habilidade e intuição. Em 1814 ele conseguiu desenvolver uma tabela de pesos
atômicos que era surpreendentemente precisa. A tabela foi revisada duas vezes. Na versão
de 1826 os pesos atômicos para quase todos os elementos estavam próximos aos usados

8. hoje em dia. Apenas para a prata, sódio e potássio é que os valores usados eram o dobro
dos valores atuais.
A despeito da ingenuidade com que Berzelius criou sua tabela, muitos químicos
contemporâneos sentiram que existia pouca base teórica para esses valores. Eles
acreditavam que era muito mais seguro usar números que pudessem ser determinados por
análise direta. Esse era especialmente a visão de Wollaston, que introduziu o termo
“peso-equivalente” para expressar as razões de combinação dos elementos. Ele
desenvolveu uma tabela de equivalente a partir de dados totalmente analíticos disponíveis a
ele e desenvolveu uma escala sinóptica de equivalentes químicos que era uma espécie de
régua de cálculo química. Isso apelou muito aos químicos, e os pesos atômicos de
Berzelius foram quase totalmente substituídos pelos pesos equivalentes. Por um longo
tempo os nomes atômico e equivalente eram confundidos, e os vários possíveis valores
para pesos equivalentes derivados de diferentes compostos do mesmo elemento
adicionaram-se à confusão. O valor numérico em particular escolhido por qualquer químicos
era principalmente um assunto de sua preferência individual e poderia ser determinado por
alguma teoria particular que ele tivesse adotado.
Esse fato é bem ilustrado pela história da hipótese de Prout. O físico inglês William Prout
(1785-1850) em 1815 e 1816 piblicou dois artigos anônimos nos quais ele sugeria que os
pesos atômicos de muitos elementos eram múltiplos inteiros do peso atômico do hidrogênio,
tomado como a unidade. Ele suportou a teoria com dados de análises imprecisas e
expressou sua opinião de que o hidrogênio poderia ser a matéria-prima dos anciãos, da
qual todas as coisas eram formadas. Thomson ficou muito impressionado com essa teoria e
mais tarde publicou um livro contendo várias análises que ele adaptou para se ajustar à
hipótese de Prout. Ele não considerou isso de forma alguma como errado, pois ele
acreditava que a teoria estava correta e as análises estavam erradas. Berzelius não
aprovou tal tratamento dos dados analíticos, e fez o seguinte comentário cáustico: “A maior
consideração que os contemporâneos podem mostrar ao autos é tratar seu livro como se
ele nunca tivesse surgido.”
A despeito da confusão sobre pesos atômicos e equivalentes, o fato de que cálculos
numéricos podiam ser aplicados a equações químicos e que cada elemento era
reconhecido como tendo algumas certas características fundamentais sistematizou
enormemente a Química. Essa sistematização se tornou ainda mais pronunciada quando
Berzelius intruduziu símbolos químicos modernos. Enquanto que a reforma na
nomenclatura de Morveau e seus colaboradores tornou-a mais fácil de pensar em termos
químicos, a reforma nos símboos químicos que Berzelius propôs em 1814 permitiu uma
visualização de reações químicas de forma mais simples e mais efetiva.
Berzelius sugeriu que a letra inicial do nome latino do elemento fosse usado como seu
símbolo químico. Quando os nomes dos elementos começassem com a mesma letra, a
próxima letra distinta do nome deveria ser adicionada. Inicialmente ele sugeriu que o
oxigênio fosse indicado por um ponto posicionado sobre o símbolo do elemento com o qual
ele estava combinado, de tal forma que SO​3 seria escrito como , mas parte do seu

9. sistema não sobreviveu muito tempo. Ele também notou que dois átomos de um elemento
frequentemente reagia como uma unidade, e mais tarde ele sugeriu que essa duplicidade
de átomos deveria ser indicada por uma barra sobre o símbolo do elemento, de tal forma
que H​2​,se tornaria . Esses átomos barrados sobreviveram mais tempo e sofreram várias
modificações por outros químicos, mas eventualmente eles também foram abandonados.
As fórmulas de Berzelius foram uma grande melhora sobre aquelas previamente propostas
não apenas por causa da sua simplicidade e por que eles podiam ser , mas também
porque eles representavam pesos definidos do elemento. Eles assim contribuíram para uma
abordagem quantitativa à Química, a qual estava crescendo em importância.
Dois erros majoritários no Sistema de Lavoisier permanecera, e a eliminação destes
começou nessa época. A ideia de que calórico era uma substância definida começou a se
render À medida que os físicos, que nunca tinham abandonado inteiramente a teoria
cinética do calor proposta no Século XVII, começaram a estudar as relações sobre as várias
formas de energia. Esse desenvolvimento será discutido em detalhes na conexão com o
surgimento da Físico-Química.
Mais puramente químicas eram as visões de Lavoisier sobre ácidos. Impressionado pela
importância do oxigênio, ele acreditava que todos os ácidos continham esse princípio, e ele
até mesmo usou essa ideia na escolha do nome para a substância. Ainda em 1789
Berthollet tinha mostrado que o ácido hidrociânico (cianídrico) e o sulfeto de hidrogênio não
continham oxigênio. Esses ácidos eram tão fracos que muitos não os consideravam como
ácidos verdadeiros, e assim a fé de Lavoisier e seus seguidores não ficou abalada. A prova
decisiva veio no caso do cloro. Ele existia na forma do forte ácido muriático, e assim
suspeitava-se que ele era um óxido de algum elemento, murium. Gay-Lussac e seu
colaborador Louis-Jacques Thenard (1777-1857) fez um longo estudo sobre os muriatos em
1809 e produziu evidência de que eles não continham oxigênio.
Eles eram muito fortemente influenciados pelas visões de Lavoisiser para que aceitassem
suas própria evidência, então foi deixado ao brilhante investigador inglês Humphry Davy
(1778-1819) a obtenção da prova em 1810 de que o cloro era um elemento por si só.
Quanto Gay-Lussac estudou o ácido iódico em 1813, ele admitiu a correção das visões de
Davy. Assim Davy deu o golpe fatal na teoria de Lavoisier sobre a composição dos ácidos.
Uma compreensão real da natureza essencial dos ácidos veio do trabalho de Graham e
Liebig mais adiante nesse século. Tomas Graham (1805-1869) mostrou que os ácidos orto-,
piro- e metafosfórico eram
Substâncias distintas que, na sua formulação, continham três, duas e uma moléculas de
água, respectivamente, água que podia ser substituída por um número correspondente de
equivalentes de uma base. Justus Liebig (1803-1873) generalizou isso em sua teoria dos
ácidos polibásicos, mostrando que ácidos orgânicos existiam e que podiam se combinar
com vários equivalentes de bases. Ele entretando assumiu que ácidos eram compostos de
hidrogênio, e que esse hidrogênio podia ser substituído por metais. Isso acabou com a
necessidade de escrever ácidos pelo sistema dualista de Berzelius, no qual eles estavam
representados como compostos por água e um radical ácido. A devida importância foi dada

10. ao hidrogênio em si. Em 1839, na base dos seus estudos eletroquímicos, John Frederick
Daniell (190-1845) abandonou o método dualístico de escrever as fórmulas de sais em uma
aplicação inicial de uma forma da teoria iônica.
O trabalho das duas primeiras décadas do Século XIX tinha agora definidos os elementos e
compostos como indivíduos químicos, tinha dado a eles propriedades quantitativas
específicas, e tinha fornecido um método conveniente para expressar relações químicasa.
Era inevitável que os mesmos químicos que tinham realizado esse trabalho deviam tentar
resolver o velho problema da afinidade. As notáveis descobertas sendo feitas então no
campo da eletricidade pareciam oferecer esperança de uma tal solução. Os primórdios da
ciência da eletroquímica devem portanto ser considerados.