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 dos volumes gasosos


A lei dos volumes gasosos, também conhecida como a lei de Gay-Lussac dos volumes de combinação, é um princípio em química que descreve como os gases reagem entre si em proporções de volume simples. A lei foi proposta por Joseph Louis Gay-Lussac em 1808. É uma das leis fundamentais das combinações químicas e desempenha um papel importante na compreensão do comportamento e reações dos gases.

Compreendendo a lei

A essência da lei dos volumes gasosos pode ser resumida da seguinte forma: Quando os gases reagem entre si a temperatura e pressão constantes, os volumes dos gases que reagem e os volumes dos produtos (se gasosos) estão numa proporção de números inteiros simples.

Para entender isso em mais detalhes, considere os seguintes pontos:

  • Esta lei aplica-se apenas a gases e não a sólidos ou líquidos.
  • Esta lei é verdadeira sob condições de temperatura e pressão constantes.
  • As proporções de volume são sempre números inteiros simples, representando uma relação proporcional no estado gasoso.

Exemplo visual

Vamos ilustrar este conceito com uma reação simples entre hidrogênio e oxigênio para formar vapor de água:

2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O(g)

Nesta reação:

  • Dois volumes de gás hidrogênio reagem com um volume de gás oxigênio.
  • Como resultado, são obtidas duas quantidades de vapor de água.
2H 2 (g) O 2 (g) 2H 2 O(g)

Desta ilustração você pode ver que os volumes dos gases envolvidos na reação estão na proporção de 2:1:2, que é uma proporção de números inteiros simples.

Outros exemplos

Vamos considerar mais reações químicas para entender a aplicação da lei dos volumes gasosos:

Exemplo 1: Reação de hidrogênio e cloro

H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl(g)

Nesta reação:

  • Uma quantidade de hidrogênio reage com uma quantidade de cloro.
  • Isso produz duas quantidades de gás cloreto de hidrogênio.
H 2 (g) CL 2 (g) 2HCl(g)

Novamente, os volumes dos gases estão numa proporção simples de 1:1:2.

Exemplo 2: Reação de nitrogênio e hidrogênio

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g)

Nesta reação:

  • Uma quantidade de nitrogênio reage com três quantidades de hidrogênio.
  • Isso produz duas quantidades de amônia.
N2 (g) 3H 2 (g) 2NH3 (g)

Aqui a proporção simples é 1:3:2.

Implicações no mundo real

As leis dos volumes gasosos têm importantes implicações tanto na química teórica quanto na aplicada. Compreender essas relações de volume é importante para tarefas como estequiometria de gases, projetar processos químicos envolvendo gases e realizar sínteses químicas precisas e eficientes.

Além disso, ajuda os químicos a estimar a quantidade de produtos gasosos formados durante as reações, o que é essencial em indústrias como farmacêutica, refinamento de petróleo e processamento de alimentos, onde as reações gasosas são prevalentes.

Representação matemática

Esta lei pode ser expressa matematicamente. Se uma reação envolvendo reagentes e produtos gasosos pode ser representada da seguinte forma:

aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g)

Então, a relação de volume de acordo com a lei será:

V A : V B : V C : V D = a : b : c : d

onde V A, V B, V C e V D representam os volumes dos gases A, B, C e D respectivamente.

Considerações e limitações

Embora a lei dos volumes gasosos seja uma ferramenta poderosa na química, há algumas ressalvas e limitações a serem consideradas:

  • Esta lei aplica-se apenas a gases, não a líquidos ou sólidos.
  • É importante que as reações ocorram a temperatura e pressão constantes, geralmente em condições padrão (0°C e 1 atm).
  • Esta lei assume comportamento de gás ideal, o que significa que pode não descrever com precisão o volume em condições de alta pressão ou baixa temperatura, onde os gases desviam do comportamento ideal.

Conclusão

A lei dos volumes gasosos é essencial para a compreensão das reações envolvendo gases. Ao explorar exemplos visuais e representações matemáticas, revela a simplicidade e previsibilidade das reações gasosas. Dominar esta lei fornece uma visão não apenas da química teórica, mas também de aplicações práticas em várias indústrias.


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Lei dos volumes gasosos

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