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 de Avogadro


A lei de Avogadro é um dos princípios fundamentais subjacentes às leis dos gases na química. Afirma que, a temperatura e pressão constantes, o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de moles de gás. Isso implica que, se você mudar a quantidade de gás em um recipiente, o volume mudará desde que a temperatura e a pressão permaneçam constantes.

Fórmula da lei de Avogadro

A expressão matemática da lei de Avogadro é a seguinte:

V ∝ n

Isso pode ser ainda expresso como:

V = k × n

Onde:

  • V é o volume do gás.
  • n é o número de moles do gás.
  • k é uma constante de proporcionalidade.

Se você tiver dois estados diferentes de um gás, pode expressar essa relação assim:

V1 / n1 = V2 / n2

Onde:

  • V1 e V2 são os volumes iniciais e finais do gás, respectivamente.
  • n1 e n2 são os moles iniciais e finais do gás, respectivamente.

Exemplo visual

Vamos imaginar que temos um balão flexível cheio com uma certa quantidade de gás. Se aumentarmos o número de moles de gás no balão enquanto mantemos a temperatura e pressão constantes, o volume do balão também aumentará. Isso ocorre simplesmente porque há mais partículas de gás que requerem mais espaço para existir.

Menor quantidade de mol Maior quantidade de moles

Exemplo prático

Vamos considerar um exemplo de como a lei de Avogadro pode ser usada em uma situação prática:

Imagine que temos um recipiente com 2 moles de gás nitrogênio em um volume de 10 litros. Suponhamos que adicionamos mais 2 moles de gás nitrogênio ao recipiente, mantendo a temperatura e pressão constantes, perfazendo um total de 4 moles. Qual será o novo volume do gás?

Usando a lei de Avogadro, podemos formular a seguinte equação:

V1 / n1 = V2 / n2

Substituindo os valores conhecidos, obtemos:

10 L / 2 moles = V2 / 4 moles

Resolvendo para V2, obtemos:

V2 = (10 L * 4 moles) / 2 moles V2 = 20 L

Este cálculo mostra que ao duplicar a quantidade de gás no recipiente, o volume também duplica para 20 litros.

Outro exemplo visual

Considere um cilindro de pistão no qual uma certa quantidade de gás foi adicionada. À medida que você adiciona mais gás ao cilindro, verá um aumento direto na altura do pistão, desde que a pressão e a temperatura permaneçam constantes.

Menor quantidade de mol Maior quantidade de moles

Mais exemplos e aplicações

Em aplicações do mundo real, a Lei de Avogadro é extremamente útil em processos da indústria química onde volumes de gás precisam ser calculados com precisão. Por exemplo, ao fabricar produtos que requerem quantidades específicas de gases, como oxigênio ou hidrogênio, a Lei de Avogadro é usada para determinar quanto espaço é necessário ou qual deveria ser o volume de um recipiente para conter um certo número de moles de gás.

Exemplos de respiração

Os pulmões humanos essencialmente seguem a lei de Avogadro. Quando você inala, o diafragma se expande, criando mais espaço nos pulmões. Isso permite que mais gás (ar) entre, aumentando o volume. Quando você exala, o volume dentro dos pulmões diminui à medida que o diafragma se contrai, permitindo a saída do ar.

O aumento e a diminuição no número de moléculas de ar e, consequentemente, na quantidade que os pulmões podem conter, é um exemplo biológico da lei de Avogadro em ação.

Base teórica

A base teórica da lei de Avogadro decorre da natureza dos gases. De acordo com a teoria cinética molecular, os gases são compostos por moléculas amplamente espaçadas em movimento constante e aleatório. Essa teoria apoia a noção de que o volume de um gás depende da quantidade de moléculas de gás, não de sua identidade ou massa.

Entendendo a importância

Compreender a lei de Avogadro ajuda químicos e educadores a explicar como os gases se comportam em escala microscópica e prever seu comportamento em aplicações macroscópicas. Essa compreensão forma a base para estudos mais avançados e aplicações em termodinâmica, dinâmicas dos fluidos e várias disciplinas de engenharia.

Pontos principais

  • A lei de Avogadro afirma que o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de moles quando a temperatura e a pressão são constantes.
  • Sua forma matemática é V ∝ n ou V1 / n1 = V2 / n2.
  • Esta lei é fundamental em cálculos envolvendo misturas de gases e reações químicas nas quais os gases estão envolvidos.
  • Exemplos práticos desta lei incluem o comportamento dos gases em balões, seringas, cilindros e até mesmo nos pulmões humanos durante a respiração.

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Lei de Avogadro

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