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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Leis dos Gases


As leis dos gases descrevem como os gases se comportam em relação à temperatura, pressão e volume. Essas leis nos ajudam a entender a natureza e o comportamento dos gases em diferentes condições, o que é importante em uma variedade de aplicações científicas e de engenharia. As leis dos gases são baseadas em observações empíricas e fornecem uma estrutura essencial para compreender como os gases interagem com o ambiente e entre si. Neste guia detalhado, exploraremos várias leis principais dos gases, incluindo a lei de Boyle, a lei de Charles, a lei de Avogadro, a lei de Gay-Lussac, a lei dos gases combinados e a lei dos gases ideais, etc. Essas leis estabelecem a base para estudos mais complexos dos gases e suas propriedades.

Lei de Boyle

A lei de Boyle relaciona a pressão de um gás com seu volume a uma temperatura constante. Ela afirma que a pressão de uma quantidade fixa de gás mantida a uma temperatura constante varia inversamente com o volume. Em termos simples, se você aumentar o volume de um recipiente sem adicionar mais gás ou mudar a temperatura, a pressão diminuirá e vice-versa.

Expressão matemática

A equação matemática da lei de Boyle pode ser expressa como:

P₁V₁ = P₂V₂

Onde:

  • P₁ e P₂ são a pressão inicial e final, respectivamente.
  • V₁ e V₂ são os volumes iniciais e finais, respectivamente.

Exemplo visual

P₁, V₁ P₂, V₂

Exemplo em texto

Imagine uma seringa selada com uma tampa em uma extremidade. Quando você pressiona o êmbolo da seringa, o volume dentro diminui, aumentando a pressão do ar preso dentro. Inversamente, puxar o êmbolo de volta aumenta o volume, diminuindo a pressão do ar preso. Ambos esses cenários são demonstrações perfeitas da lei de Boyle.

Lei de Charles

Esta lei afirma que o volume de uma certa massa de gás é diretamente proporcional à sua temperatura, medida em Kelvin, desde que a pressão permaneça constante. Em termos simples, se você aumentar a temperatura de um gás, seu volume aumenta, desde que a pressão permaneça constante.

Expressão matemática

A equação da lei de Charles é a seguinte:

V₁/T₁ = V₂/T₂

Onde:

  • V₁ e V₂ são os volumes iniciais e finais, respectivamente.
  • T₁ e T₂ são as temperaturas iniciais e finais, respectivamente, medidas em Kelvin.

Exemplo visual

T₁, V₁ T₂, V₂

Exemplo em texto

Pense em um balão deixado ao ar livre em um dia quente. Conforme a temperatura aumenta, o ar dentro do balão ganha energia e se expande, aumentando o tamanho do balão. Inversamente, se você resfriar o balão colocando-o na geladeira, o volume do ar diminui e o balão encolhe.

Lei de Avogadro

A lei de Avogadro afirma que o volume de um gás a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional ao número de mols de gás. Isso significa que, se você colocar mais gás em um recipiente, o volume aumentará se a temperatura e a pressão permanecerem as mesmas.

Expressão matemática

A fórmula para a lei de Avogadro é:

V₁/n₁ = V₂/n₂

Onde:

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

Exemplo visual

N₁, V₁ N₂, V₂

Exemplo em texto

Se você inflar dois balões idênticos com diferentes quantidades de ar, o balão com mais ar será maior do que o com menos ar, desde que as condições de temperatura e pressão permaneçam constantes. Esta observação é explicada pela lei de Avogadro.

Lei de Gay-Lussac

A lei de Gay-Lussac afirma a proporcionalidade direta entre a pressão e a temperatura de um gás a volume constante. Em outras palavras, aumentar a temperatura de um gás aumentará sua pressão se o volume permanecer inalterado.

Expressão matemática

A fórmula matemática da lei de Gay-Lussac é:

P₁/T₁ = P₂/T₂

Onde:

  • P₁ e P₂ são a pressão inicial e final, respectivamente.
  • T₁ e T₂ são as temperaturas iniciais e finais, respectivamente, medidas em Kelvin.

Exemplo visual

T₁, P₁ T₂, P₂

Exemplo em texto

Considere uma lata de spray selada que você deixa aberta no sol. À medida que a temperatura aumenta, a pressão do gás dentro da lata aumenta, por isso recipientes pressurizados devem sempre ser mantidos longe de fontes de calor.

Lei dos Gases Combinados

A lei dos gases combinados combina a lei de Boyle, a lei de Charles e a lei de Gay-Lussac. Ela relaciona a pressão, volume e temperatura de uma determinada quantidade de gás. Esta lei é útil quando você precisa calcular a mudança de estado de um gás onde a pressão, volume e temperatura estão todos mudando.

Expressão matemática

A fórmula para a lei dos gases combinados é:

(P₁V₁)/T₁ = (P₂V₂)/T₂

Onde:

  • P₁, V₁, T₁ são a pressão, volume e temperatura iniciais, respectivamente.
  • P₂, V₂, T₂ são a pressão, volume e temperatura finais, respectivamente.
  • A temperatura deve estar em Kelvin.

Exemplo visual

P₁, V₁, T₁ P₂, V₂, T₂

Exemplo em texto

Se você tem um gás armazenado em um cilindro e o comprime para metade do seu volume enquanto aumenta a temperatura, a pressão e a temperatura resultantes exatas podem ser previstas usando a lei dos gases combinados.

Lei dos Gases Ideais

A lei dos gases ideais é a equação de estado para um gás hipotético ideal. É uma boa aproximação do comportamento de muitos gases sob uma ampla variedade de condições, embora tenha limitações. A lei combina a lei de Boyle, a lei de Charles e a lei de Avogadro.

Expressão matemática

A equação da lei dos gases ideais é:

PV = nRT

Onde:

  • P é a pressão do gás.
  • V é o volume do gás.
  • n é a quantidade de substância do gás (em mols).
  • R é a constante universal dos gases (8.314 J/(mol K)).
  • T é a temperatura do gás (em Kelvin).

Exemplo visual

PV = nRT

Exemplo em texto

Ao tentar determinar quanto gás será necessário para inflar um balão até um determinado tamanho a uma temperatura e pressão específicas, a lei dos gases ideais é usada para facilitar os cálculos.

Conclusão

As leis dos gases fornecem informações importantes para entender o comportamento e as propriedades dos gases em muitos cenários. Seja examinando mudanças microscópicas ou fazendo observações macroscópicas, essas leis avançam significativamente nossa compreensão dos comportamentos gasosos. Compreendendo os princípios da lei de Boyle, lei de Charles, lei de Avogadro, lei de Gay-Lussac, lei dos gases combinados e lei dos gases ideais, estudantes e cientistas podem prever e explicar fenômenos naturais que ocorrem na vida cotidiana e em aplicações industriais.


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