Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Lei das proporções definidas


A lei das proporções definidas, também chamada de lei da composição constante, é um princípio fundamental da química inicialmente articulado pelo químico francês Joseph Proust em 1797. Esta lei afirma que um composto químico sempre conterá seus elementos constituintes em uma proporção fixa por massa, independentemente da fonte ou tamanho da amostra. Simplificando, cada amostra pura de um composto é composta pelos mesmos elementos nas mesmas proporções em peso.

Compreendendo a lei

Para entender melhor essa lei, vamos compreendê-la com um exemplo. Considere o composto água (H2O). A água é composta por hidrogênio e oxigênio. De acordo com a lei das proporções definidas, cada amostra de água pura sempre terá a mesma proporção de hidrogênio e oxigênio, que é aproximadamente 2:16 ou 1:8 em massa. Isso significa que em qualquer volume dado de água, a massa do oxigênio será sempre oito vezes a massa do hidrogênio.

H2O: 
    2 partes hidrogênio 
+ 16 partes oxigênio,
  = 18 partes de H2O

Não importa de onde você pega uma amostra de água, seja de um rio, mar, água da chuva ou destilada em laboratório, se for água pura, a proporção de massa de hidrogênio e oxigênio será sempre 1:8. Essa constância é o que a lei das proporções definidas garante.

Base teórica e significância

A lei das proporções definidas é importante porque lançou as bases para fórmulas químicas e o conceito de estequiometria na química. Antes da pesquisa de Joseph Proust, havia debate entre os químicos sobre se os elementos podiam se combinar em quaisquer proporções. Os experimentos de Proust demonstraram que compostos específicos são regidos por relações de massa definidas.

Essa descoberta desempenhou um papel chave no desenvolvimento da teoria atômica. Confirmou que a matéria é composta por átomos, que se combinam de maneiras específicas para formar compostos. Se os átomos são partículas pequenas com massas uniformes, faz sentido que eles se combinem em razões fixas, de números inteiros. Essa compreensão levou às fórmulas químicas que usamos hoje. Uma fórmula como CO2 reflete a razão específica de átomos de carbono e oxigênio que se combinam para formar o dióxido de carbono.

Exemplos de proporções fixas

Cloreto de sódio

O cloreto de sódio, comumente conhecido como sal de cozinha, é outro exemplo. A fórmula química do cloreto de sódio é NaCl, indicando que os átomos de sódio (Na) e cloro (Cl) estão na proporção 1:1, o que se traduz em uma proporção de massa de cerca de 23:35,5. Portanto, em cada amostra de cloreto de sódio, a proporção de massa de sódio para a massa de cloro será sempre cerca de 23:35,5.

Cloreto de Sódio: 
    23 partes sódio 
+ 35,5 partes cloro,
   = 58,5 partes NaCl

Não importa de onde você obtenha o sal, essa proporção de massa permanece constante, desde que seja cloreto de sódio puro.

Dióxido de carbono

O dióxido de carbono, amplamente conhecido como um gás de efeito estufa, também segue essa regra. Sua fórmula química é CO2, que especifica a proporção de um átomo de carbono para dois átomos de oxigênio. Em massa, isso equivale a cerca de 12 partes de carbono e 32 partes de oxigênio, totalizando 44 partes. Assim, cada vez que o dióxido de carbono é formado, sua proporção de massa permanece constante.

CO2: 
    12 partes carbono 
+ 32 partes oxigênio,
  = 44 partes CO2

Visualizando proporções com uma analogia simples

Para entender melhor esse conceito, vamos usar um exemplo simples de uma salada de frutas. Imagine que você usa exatamente duas partes de maçãs e uma parte de bananas para fazer uma salada de frutas. Não importa o quão pequena ou grande seja a salada, enquanto a proporção de maçãs e bananas permanecer constante, o sabor e a textura da salada não mudam. Da mesma forma, a lei das proporções definidas garante que, não importa o quanto um composto químico seja usado, a composição elementar permanece a mesma.

Exemplo de visualização SVG: estrutura da molécula de água

Considere a ilustração da molécula de água abaixo, que mostra átomos de hidrogênio e oxigênio em uma proporção estável de 2:1.


    
    
    
    
    
    O
    H
    H

Desafios e exceções à lei

Embora a lei das proporções definidas seja amplamente aplicável, há certas exceções e desafios associados a ela:

  • Compostos não-estequiométricos: Alguns compostos, especialmente óxidos metálicos, podem ter uma composição variável. Por exemplo, o óxido de ferro pode existir como FeO, Fe2O3 etc., dependendo do método e das condições de sua formação.
  • Variações isotópicas: Isótopos diferentes de um elemento podem causar a variação na proporção de massa, mesmo que a proporção atômica permaneça constante.
  • Impurezas: Em cenários práticos, impurezas podem afetar a estrutura de massa observada, a menos que o composto seja purificado.

Conclusão

A lei das proporções definidas é uma pedra angular da ciência química, essencial para entender as reações químicas e a formação de compostos. Confirma que a composição elementar de qualquer substância química é consistente e previsível, o que contribui para a nossa capacidade de usar fórmulas químicas para descrever compostos de forma sucinta. Esta lei não apenas apoia a teoria atômica, mas também fornece consistência e confiabilidade na análise e síntese química, revelando-se indispensável em descobertas científicas e aplicações industriais.

Embora existam exceções a esta regra devido a compostos não-estequiométricos e variações isotópicas, o princípio permanece central para a química clássica e seu ensino hoje, servindo como uma ponte para a compreensão avançada da química molecular e além.


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