leis químicas

A lei da periodicidade

A tabela periódica dos elementos químicos foi criada com base na lei da periodicidade formulada por Dmitry Mendeleev no final do século XIX. Atualmente, a suposição determina que “as propriedades dos elementos químicos ordenados de acordo com o aumento do número atômico se repetem periodicamente”. A disposição dos elementos na tabela periódica nos permite interpretar rapidamente relações como:

1. o número da camada de valência, pois é igual ao número do período,
2. o número de camadas de elétrons ocupadas por elétrons, pois é igual ao número do período,
3. o número de elétrons de valência, pois é igual ao número do grupo 1-2 ou é reduzido em 10 para os grupos 13-18.

Além disso, há várias propriedades que também podem sugerir a localização do elemento para os blocos s e p:

1. à medida que o número atômico em um grupo aumenta, o raio atômico, o caráter metálico, a atividade dos metais aumenta,
2. à medida que o número atômico em um grupo aumenta, a eletronegatividade, afinidade eletrônica, energia de ionização, atividade de não-metais diminui,
3. à medida que o número atômico em um período aumenta, eletronegatividade, afinidade eletrônica, energia de ionização, atividade de não-metais aumenta,
4. à medida que o número atômico em um período aumenta, raio atômico (exceto hélios), atividade de metais, reduções de caráter metálico.

Lei da conservação de massa

A primeira lei fundamental, com a qual geralmente começa o estudo das reações químicas, é a lei da conservação da massa. Na segunda metade do século XVIII, independentemente um do outro, Mikhail Lomonosov e Antoine Lavoisier formularam a afirmação de que a massa total dos reagentes não muda durante uma reação química. Mais precisamente, em um sistema fechado, a massa total de todos os reagentes deve ser igual à massa total de todos os produtos de reação formados.A conservação de massa resulta do número constante de átomos de elementos específicos, que têm a mesma massa independentemente da forma em que existem.Cada átomo presente no reagente carrega a mesma massa que aquela presente nos produtos, e sua quantidade também é preservada. Daí a necessidade de balancear as equações da reação. Resumindo, a lei de conservação da massa pode ser escrita da seguinte forma: massa dos reagentes = massa dos produtos Esta é uma relação particularmente útil graças ao qual, conhecendo o curso da reação, podemos determinar as massas dos compostos nela presentes. Se conhecermos sua estequiometria, também podemos calcular, por exemplo, a massa do produto formado a partir de uma determinada quantidade de substrato ou vice-versa. Sabendo quanto produto queremos obter, podemos calcular a quantidade de reagentes necessários para a reação.

A lei da composição constante de um composto químico

Outro ponto de referência importante é a lei da composição constante, também conhecida como lei de Proust. Em 1779, Joseph Proust formulou uma relação que diz que: “Cada composto tem uma composição quantitativa constante e imutável, o que significa que a razão de massa dos elementos que compõem um determinado composto é sempre constante e a mesma”. molécula conhecida por nós é composta por um certo número de átomos.Sua massa, por outro lado, é constante e não muda como resultado de reações químicas.Daí a afirmação de que, independentemente do método de obtenção de um composto químico, o as proporções de massa dos átomos em uma molécula serão sempre as mesmas. Por exemplo, uma molécula de água com a fórmula H ₂ O sempre terá uma razão de peso de elementos igual a 1:8, e uma molécula de metano com a fórmula CH ₄ 1:0,333. Se a razão de massa for perturbada por qualquer um dos reagentes, o excesso do elemento não reagirá.

Lei das proporções múltiplas

A lei das proporções múltiplas criada por John Dalton no início do século XIX é formulada da seguinte forma: “Quando dois elementos se combinam para formar mais de um composto, os pesos de um elemento que se combinam com um peso fixo do outro estão em uma proporção de pequenos números inteiros.” Isso significa que as fórmulas químicas dos compostos químicos não devem conter números não inteiros. Se, como no caso dos óxidos de nitrogênio, houver sucessivamente 0,5; 1; 1,5; 2; 2,5 átomos de oxigênio, para determinar o número fixo de unidades de massa, multiplicar por dois, obtendo as seguintes fórmulas: N ₂ O, NO, N ₂ O ₃ , NO ₂ , N ₂ O ₅ .

lei de avogadro

A lei de Avogadro é importante em cálculos químicos. É a suposição de que as quantidades molares de quaisquer substâncias no estado gasoso ocupam o mesmo volume nas mesmas condições físicas. Os valores usados com mais frequência assumem que em condições padrão, ou seja, a uma temperatura de 273 K e uma pressão de 1013 hPa, um mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 dm ³ . Esse valor é comumente chamado de volume molar. Além disso, assume-se outro número para as moléculas: “em volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão, há o mesmo número de partículas”. Supõe-se que 1 mol de um determinado composto contém 6,022∙10 ²³ moléculas nas condições padrão acima.

Lei volumétrica de Gay-Lussac

A lei volumétrica de Gay-Lussac formulada em 1808 por Joseph Gay-Lussac diz que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes das substâncias no estado gasoso envolvidas na reação química em questão se relacionam entre si como números naturais simples. é uma consequência da lei de Avogadro. Por exemplo, se a reação de moléculas de hidrogênio e cloro envolve volumes iguais de 6,022∙10 ²³ cada, duas moléculas de cloreto de hidrogênio com o número de 2∙6,022∙10 ²³ moléculas são formadas.

Princípio de Le Chatelier (Lei do Equilíbrio)

O princípio de Le Chatelier e Braun , também chamado de Lei do Equilíbrio, descreve o comportamento de um sistema químico no momento da perturbação do equilíbrio químico. sistema tenderá a minimizar o efeito deste fator. A reação pode ser perturbada como resultado de mudanças na concentração de reagentes, temperatura do sistema ou pressão (reações na fase gasosa). Ao avaliar o efeito das mudanças, o Os termos “deslocamento do equilíbrio para a direita” são usados se mais produtos forem formados e “deslocamento do equilíbrio para a esquerda” se mais substratos forem formados.

1. Alteração da quantidade de reagentes – se aumentarmos a concentração do substrato, o equilíbrio se deslocará para a direita, pois o sistema deseja diminuir a concentração do reagente adicionado. Se, porém, aumentarmos a concentração do produto, o sistema tenderá a diminuí-la e o equilíbrio se deslocará para a esquerda.
2. Mudança de pressão ou volume – lembre-se que a pressão é inversamente proporcional ao volume, então conforme você aumenta o volume, a pressão diminui. Isso se aplica apenas a reações envolvendo reagentes na forma gasosa. A base é determinar quantos moles de gases estão do lado dos reagentes e produtos. Se houver apenas um mol de gás nos produtos e dois mols de gás nos reagentes, os reagentes exercerão mais pressão. Se o volume aumentar ou a pressão diminuir, o equilíbrio desse sistema se deslocará para a esquerda.
3. Mudança de temperatura – o calor pode ser tratado como um dos reagentes. Assim, se considerarmos uma reação exotérmica, ao aumentar a temperatura, o sistema vai querer diminuí-la deslocando o equilíbrio para a esquerda.