Conceitos e Leis Fundamentais da Química

Substância Pura

É uma forma de matéria que possui uma composição constante e propriedades definidas e distintas, e que não pode ser separada em outras substâncias sem perder suas características. Exemplos incluem o ouro e a água. Pode ser classificada em elementos e compostos.

Elemento

Substâncias simples ou puras que não podem ser decompostas em substâncias mais simples por processos químicos. Exemplos: ouro, prata, oxigênio.

Compostos

Substâncias puras que podem ser decompostas em outras mais simples por processos químicos. Por exemplo, a água é decomposta por eletrólise em oxigênio e hidrogênio (substâncias simples ou elementos).

Propriedades Físicas

Aquelas que o material apresenta sem alterar sua composição, como: dureza, solubilidade, cor, ponto de fusão. Podem incluir:

Propriedades Extensivas

São propriedades da matéria que dependem da quantidade de matéria (massa dependente). Por exemplo: volume ou energia cinética.

Propriedades Intensivas

Aquelas que não dependem da quantidade de matéria. Exemplos: densidade, temperatura.

Propriedades Químicas

Aquelas que o material apresenta quando muda sua composição por meio de uma reação química. Exemplos: combustão ou reação com ácidos.

Reação Química

É a transformação de substâncias iniciais, chamadas reagentes, em produtos com composição e propriedades diferentes.

Leis Ponderais

As leis relativas à massa são:

Lei de Lavoisier ou da Conservação da Massa (1789)

Em cada reação química, a massa total das substâncias que reagem é igual à massa total dos produtos formados na reação.

Lei de Proust ou das Proporções Constantes (1799)

Diferentes amostras de um composto puro sempre contêm os mesmos elementos em uma proporção de massa constante, independentemente do processo seguido na sua preparação.

Lei de Dalton das Proporções Múltiplas (1802)

Quando dois elementos se combinam para formar mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam com uma massa fixa do outro elemento estão em uma relação de números inteiros simples.

Lei de Richter ou das Proporções Equivalentes (1802)

As massas de diferentes elementos que se combinam com uma massa fixa de um terceiro elemento (ou que se combinam entre si) estão em uma relação de números inteiros simples ou múltiplos/submúltiplos.

Esta lei introduz o conceito de massa equivalente ou equivalente-grama. A massa equivalente de um elemento é a sua massa que se combina com 8,0 gramas de oxigênio ou com 1,00 grama de hidrogênio.

Esta lei também pode ser expressa dizendo que, quando dois elementos se combinam, eles o fazem em quantidades iguais às suas massas equivalentes ou proporcionais a elas.

Lei de Gay-Lussac dos Volumes de Combinação (1808)

À temperatura e pressão constantes, os volumes dos gases envolvidos como reagentes ou produtos em uma reação química mantêm uma relação de números inteiros simples.

Íons

Espécies químicas dotadas de carga elétrica, consistindo de um ou mais átomos, idênticos ou diferentes. Os íons com carga negativa são chamados ânions, e aqueles com carga positiva são chamados cátions.

Teoria Atômica de Dalton

A matéria é composta por átomos, que são as menores partículas indivisíveis e indestrutíveis da matéria. Esses átomos eram considerados esferas sólidas e indivisíveis (Dalton não tinha conhecimento de prótons, elétrons e nêutrons). Sua teoria explicou as leis ponderais, mas não as volumétricas.

Hipótese de Avogadro

Volumes iguais de gases diferentes, medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

Número de Avogadro

O número de entidades (átomos, moléculas, íons, etc.) presentes em um mol de qualquer substância. Seu valor é aproximadamente 6,022 x 10²³.

Mol

Unidade de quantidade de substância que corresponde ao número de Avogadro de entidades (átomos, moléculas, íons, etc.) da substância em questão. Assim, um mol de átomos de ouro corresponderia a 6,022 x 10²³ átomos de ouro. No caso de um mol de moléculas de ácido sulfúrico, corresponderia a 6,022 x 10²³ moléculas de ácido sulfúrico. A massa correspondente a um mol de átomos ou moléculas é numericamente igual à massa atômica ou molecular expressa em gramas.

Por extensão, um mol de íons, elétrons, etc., é o número de Avogadro (6,022 x 10²³) de íons, elétrons, e assim por diante.