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 múltiplas


A lei das proporções múltiplas é um princípio essencial na química que foi primeiramente articulado por John Dalton no início do século XIX. Esta lei é fundamental para entender as combinações químicas e como os elementos interagem para formar diferentes compostos. Na sua forma mais simples, essa lei afirma que, se dois elementos podem combinar-se de diferentes maneiras para formar mais de um composto, então a razão das massas do segundo elemento que se combinam com uma massa dada do primeiro elemento será uma razão de pequenos números inteiros.

Compreendendo o conceito

A principal ideia por trás da lei das proporções múltiplas é entender como os elementos se combinam para formar diferentes compostos químicos. Para que esta lei se aplique, mais de um composto deve ser formado por dois elementos dados. A chave aqui é o conceito de razões de massa definidas, que são sempre números inteiros simples.

Vamos simplificar para uma melhor clareza. Considere os elementos A e B que formam vários compostos. De acordo com a regra, as diferentes massas do elemento B que se combinam com uma massa fixa do elemento A estarão sempre na razão de pequenos números inteiros. Isto sugere um padrão distinto e quantitativo na forma como os elementos se combinam.

Exemplo da lei das proporções múltiplas

Para ver essa regra em ação, consideremos o exemplo clássico envolvendo carbono e oxigênio. Esses elementos podem formar dois compostos, a saber, monóxido de carbono (CO) e dióxido de carbono (CO2). Vamos ilustrar isso com um diagrama visual.

    2 C + O 2 → 2 CO
    C + O 2 → CO 2

Agora, vamos olhar para a razão de massa:

  • Em CO, 12g de carbono se combinam com 16g de oxigênio.
  • Em CO2, 12g de carbono se combinam com 32g de oxigênio.

Agora, considere a razão de massa do oxigênio que se combina com a mesma massa de carbono (12 gramas):

A razão de oxigênio para CO2 em CO é 16:32, que em forma mais simples é 1:2.

12 g de carbono 16 gramas de oxigênio 12 g de carbono 32 gramas de oxigênio

Importância da lei

A lei das proporções múltiplas fundamenta a teoria atômica proposta por Dalton, que afirma que os átomos são unidades indivisíveis que formam compostos em proporções definidas. Ela enfatiza que os compostos químicos são compostos apenas de átomos inteiros, o que corresponde à forma como os elementos se combinam de maneira precisa e consistente, formando uma base sólida para o desenvolvimento da química moderna.

Esta lei foi uma forte evidência para a teoria atômica de Dalton, que apoiou a ideia de que reações químicas não envolvem a transformação de substâncias em novos tipos de átomos, mas sim a recombinação de átomos.

Outros exemplos notáveis

Vejamos outro exemplo usando nitrogênio e oxigênio, que podem formar vários óxidos:

  • Óxido nítrico (NO)
  • Dióxido de nitrogênio (NO2)
  • Trióxido de dinitrogênio N 2 O 3)
  • Tetraóxido de dinitrogênio (N 2 O 4)
  • Óxido nitroso (N2O)

Vamos calcular a comparação desses compostos tomando a razão de massa:

  • Em NO, 14g de nitrogênio se combinam com 16g de oxigênio.
  • Em NO2, 14g de nitrogênio se combinam com 32g de oxigênio.
  • Em N 2 O 3, 28 gramas de nitrogênio combinam-se com 48 gramas de oxigênio.

Focando nossa atenção em uma massa fixa de nitrogênio apenas (14 gramas), a proporção de oxigênio varia, mas ainda se conforma a razões de números inteiros simples que demonstram a regra:

A razão de massa de oxigênio nos compostos NO, NO 2 e N 2 O 3 é 16:32:48, que se reduz a 1:2:3.

Conclusão

A lei das proporções múltiplas não é apenas uma regra abstrata, mas um pilar fundamental que sustenta a estrutura da teoria atômica e a complexa dança das reações químicas. Ela fornece uma maneira sistemática de analisar e compreender como os elementos formam diferentes tipos de compostos, mantendo-se fiel à ideia de Dalton de que a matéria é composta de átomos.

Essa regra se estende a aplicações práticas em cenários laboratoriais e processos industriais, onde entender as relações estequiométricas das reações químicas é fundamental para a eficiência, segurança e gestão de recursos.

Resumo

Aprendemos que a lei das proporções múltiplas mostra o padrão característico de combinação de elementos, refletindo a natureza discreta da teoria atômica. Esta lei nos lembra que a unidade química subjaz à diversidade aparente dos compostos, ilustrando a beleza da simplicidade na complexidade.

A descoberta desta lei aprofundou nosso entendimento dos princípios químicos e tem implicações de grande alcance tanto na química teórica como aplicada.


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