Caso:
Kc sejá maior que 1: há mais produtos de que reagentes.
Kc seja menor que 1: há mais reagentes do que produtos.
domingo, 30 de outubro de 2011
Constante de Equilíbrio...
Qualquer equilíbrio pode ser representado por uma constante de equilíbrio (Kc) , expresa em termos de concentração molar de reagentes e produtos.
Equilíbrio Químico...
- Reações Reversíveis: são aquelas que reagem e formam produtos (reação direta) e os produtos uma vez presentes, voltam a dar origem aos reagentes (reação inversa) até que se atinja o equilíbrio químico.
A velocidade direta torna-se igual a velocidade inversa.
As concentrações permanecem constantes.
Graficamente:
Alguns Mecanismos de Reação...
- Reações Elementares: os reagentes colidem e formam os produtos finais, não há produos intermediários.
1C4H10 O + 6O 2
4CO 2 + 5H 2 O
4CO 2 + 5H 2 O Atenção!!!!
Para reações elementares, os expoentes das concentrações dos reagentes são idênticos aos expoentes estequiométricos.
- Reações NÃO Elementares: os reagentes formam produtos intermediários antes de formar os produtos finais.
Atenção!!!!
A lei da velocidade sempre estará associada à ETAPA LENTA DA REAÇÃO ou seja, a etapa com maior energia de ativação.
Lei da Velocidade...
- Expressão matemática que relaciona a rapidez de transformação em relação à variação de concentração de um dos componentes.
- É obtida sempre experimentalmente e é genericamente dada por:
aA + bB + cC = Produtos
domingo, 9 de outubro de 2011
Fatores que Alteram a Velocidade de uma Reação...
Basicamente toda a reação que faz com que o número de colisões favoráveis aumente ou a energia de ativação diminua implica o aumento da velocidade da reação:
PRESENÇA DE CATALIZADOR
Um catalizador DIMINUI a ENERGIA de ATIVAÇÃO de uma reação, fazendo com que o estado de ativação seja atingido mais rapidamente, aumentando a velocidade da reação.
ATENÇÃO!!!!!
O catalizador nunca incorpora-se aos produtos, sendo, portanto, recuperado no final da reação.
O catalizador nunca altera o valor da diferença de entropia de uma reação, ele apenas diminui o valor da energia de ativação.
domingo, 2 de outubro de 2011
Teoria das colisões favoráveis...
- Para que uma reação ocorra é necessário que os reagentes entrem em contato.
- A velocidade está relacionada à orientação das colisões e ao número de colisões.
- È necessário que exista energia suficiente para que se atinja o complexo ativado.
Obs: o complexo ativado é o ponto da reação em que as ligações se rompem e se refazem,surgindo novas reações.
Conceitos importantes:
Energia de ativação: é a mínima energia necessária para a que a reação ocorra, caso a energia adquirida pelos reagentes seja menor que a energia de ativaçãoa reação simplismente não ocorre.
Estado Ativado: fração de tempo em que as moléculas de reagentes colidem de forma favorável, rompem suas ligações e formam novas ligações originando os produtos.
domingo, 25 de setembro de 2011
Cinética Química...
A cinética química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações. Basicamente a velocidade de uma reação é dada pela expressão:
Caso a Velocidade seja maior do que zero (ou seja, positiva) será a velocidade de Formação de produtos.
Caso a Velocidade seja menor do que zero (ou, seja, negativa) será a velocidade de Consumo de reagentes.
Dada a reação hipotética:
Caso a Velocidade seja maior do que zero (ou seja, positiva) será a velocidade de Formação de produtos.
Caso a Velocidade seja menor do que zero (ou, seja, negativa) será a velocidade de Consumo de reagentes.
Velocidade média de uma reação:
Dada a reação hipotética:
domingo, 18 de setembro de 2011
Maneiras de calcular o ΔH...
Há três formas de se determinar o valor do ΔH:
1º Cálculo do ΔH utilizando Entalpias de Formação:
Para se determinar o ΔH por esse método:
Obs: O rompimento das ligações libera energia.
3º Cálculo do ΔH utilizando a Lei de Hess:
Para calcularmos o ΔH pela Lei de Hess é necessário termos algumas reações auxiliares e conhecermos a realidade global.
Ao inverter uma reação troca-se o sinal do ΔH
Ao multiplicar ou dividir uma equação por um determinado número, o ΔH sofre a mesma operação.
Exemplo:
A síntese de metano é exemplo de uma sucessão de reações químicas com variações de entalpia particulares:
C(grafite) + O2(g) ⇔ CO2(g) ΔH = – 94,05 kcal
H2(g) + ½ O2(g) ⇔ H2O(l) ΔH = 68,32 kcal
CO2(g) + 2 H2O(l) ⇔CH4(g) + 2 O2(g) ΔH = + 212,87 kcal
Observe que se multiplicarmos a segunda equação por 2, de modo a balancear as moléculas de água na soma de todas as equações, obteríamos a reação final de grafite e hidrogênio gerando metano:
C(grafite) + O2(g) ⇔ CO2(g) ΔH = – 94,05 kcal
(H2(g) + ½ O2(g) ⇔ H2O(l) ΔH = -68,32 kcal).2 +
CO2(g) + 2 H2O(l) ⇔CH4(g) + 2 O2(g) ΔH = + 212,87 kcal
___________________________________________________
C(grafite) + 2 H2(g) ⇔ CH4(g) ΔH = – 17,82 kcal
Ou seja, mesmo que uma possível reação direta entre hidrogênio e carbono fosse possível, teria a mesma variação entálpica que a soma das variações das reações intermediárias. Observe que embora a entalpia na segunda reação seja negativa, após a multiplicação por 2, ela continuará negativa (a “regra de sinais” da matemática não deve ser utilizada aqui).
- Através da entalpia de formação.
- Através da entalpia de ligação.
- Através da lei de Hess.
1º Cálculo do ΔH utilizando Entalpias de Formação:
Cuidado!!!!!
- A entalpia de formação de substâncias no estado padrão é sempre igual a zero.
Para se determinar o ΔH por esse método:
2º Cálculo da entalpia utilizando as energias de ligação:
Atenção!!!!!
- No lado dos reagentes há ruptura de ligações, ocorre absorção de energia (lado endotérmico).
- No lado dos produtos há formação de ligações, ocorre liberação de energia (lado exotérmico).
O ΔH é a diferença entre o lado endotérmico e o lado exotérmico, mantendo-se o sinal do número maior.
Obs: O rompimento das ligações libera energia.
3º Cálculo do ΔH utilizando a Lei de Hess:
Para calcularmos o ΔH pela Lei de Hess é necessário termos algumas reações auxiliares e conhecermos a realidade global.
- Regras para tratar as reações auxiliares:
Ao inverter uma reação troca-se o sinal do ΔH
Ao multiplicar ou dividir uma equação por um determinado número, o ΔH sofre a mesma operação.
Atenção!!!!!
- Para se determinar a equação global devemos somar o que estiver do mesmo lado e simplificar o que está de lados opostos.
- O ΔH da reação global será a soma do ΔH das reações auxilires.
Exemplo:
A síntese de metano é exemplo de uma sucessão de reações químicas com variações de entalpia particulares:
C(grafite) + O2(g) ⇔ CO2(g) ΔH = – 94,05 kcal
H2(g) + ½ O2(g) ⇔ H2O(l) ΔH = 68,32 kcal
CO2(g) + 2 H2O(l) ⇔CH4(g) + 2 O2(g) ΔH = + 212,87 kcal
Observe que se multiplicarmos a segunda equação por 2, de modo a balancear as moléculas de água na soma de todas as equações, obteríamos a reação final de grafite e hidrogênio gerando metano:
C(grafite) + O2(g) ⇔ CO2(g) ΔH = – 94,05 kcal
(H2(g) + ½ O2(g) ⇔ H2O(l) ΔH = -68,32 kcal).2 +
CO2(g) + 2 H2O(l) ⇔CH4(g) + 2 O2(g) ΔH = + 212,87 kcal
___________________________________________________
C(grafite) + 2 H2(g) ⇔ CH4(g) ΔH = – 17,82 kcal
Ou seja, mesmo que uma possível reação direta entre hidrogênio e carbono fosse possível, teria a mesma variação entálpica que a soma das variações das reações intermediárias. Observe que embora a entalpia na segunda reação seja negativa, após a multiplicação por 2, ela continuará negativa (a “regra de sinais” da matemática não deve ser utilizada aqui).
domingo, 4 de setembro de 2011
Calor de Formação e Calor de Combustão...
- Calor de Formação ou Entalpia Padrão de Formação de uma Substância:
| Entalpia padrão (  0f) em kcal/mol | |
| H20 (l) HCl (g) HBr (g) Hl (g) CO (g) CO2 (g) NH3 (g) SO2 (g) CH4 (g) C2H4 (g) C2H6 (g) C2H2 (g) C6H6 (l) | - 68,3 - 22,0 - 8,6 + 6,2 - 26,4 - 94,1 - 11,0 - 70,9 - 17,9 + 11,0 - 20,5 + 53,5 + 12,3 |
de uma reação.- Calor de Combustão ou Entalpia Padrão de Combustão de uma Substância:
Obs: Esse tipo de reação é SEMPRE EXOTÉRMICA, por ser a queima de um substância.
Obs: Não se esqueça que para ocorrer uma combustão SEMPRE é necessário a presença de Gás Oxigênio.
domingo, 28 de agosto de 2011
Cálculo do valor do ΔH...
Conceitos importantes:
Estado padrão da substância: Toda substância simples que se encontra em seu estado ALOTRÓPICO ESTÁVEL E MAIS ABUNDANTE, é caracterizada como substância no estado padrão e por isso sua ENTALPIA É IGUAL A ZERO.
Fósforo Vermelho
Estado padrão da substância: Toda substância simples que se encontra em seu estado ALOTRÓPICO ESTÁVEL E MAIS ABUNDANTE, é caracterizada como substância no estado padrão e por isso sua ENTALPIA É IGUAL A ZERO.
Substâncias no estado padrão:
O2 (g) ,N2 (g) ,H2 (g) ,Cl2 (g), Br2 (g) ,Fe (s), Na(s), C(grafite), S(rômbico), P(vermelho), Al(s), Ca(s), Ag(s), Au(s), Hg(L) .
Substâncias fora do estado padrão:
O3 (g) O2 (L) ,N2 (L) ,H2 (g) ,Cl2 (L), Br2 (s) ,Fe (L), Na(L), C(diamante), S(monoclínico), P(branco), Al(L), Ca(L), Ag(L), Au(L), Hg(L) .
Moléculas de Carbono
Fósforo VermelhoFósforo Branco
domingo, 21 de agosto de 2011
Reações Endotérmicas...
Nesse caso o recipiente em que a reação se encontra esfria.
São exemplos de reações endotérmicas as transformações físicas da fusão, vaporização, e a reação da fotossíntese.
A + B ----------------- C + D Δ H = + ( POSITIVO - ABSORÇÃO DE ENERGIA).
São exemplos de reações endotérmicas as transformações físicas da fusão, vaporização, e a reação da fotossíntese.
- Equações:
A + B ----------------- C + D Δ H = + ( POSITIVO - ABSORÇÃO DE ENERGIA).
- Graficamente:
domingo, 14 de agosto de 2011
Reações Termoquímicas...
Há dois tipos de reações termoquímicas, aqueas que liberam calor (reações exotérmicas) e aquelas que absorvem calor (reações endotérmicas).
Reações Exotérmicas:
Nesse caso o recipiente em que a reação está esquenta.
São exemplos de reações exotérmicas a COMBUSTÃO, SOLIDIFICAÇÃO e a NEUTRALIZAÇÃO.
A + B ------------ C + D Δ H = - ( negativo - liberação de energia).
Reações Exotérmicas:
Nesse caso o recipiente em que a reação está esquenta.
São exemplos de reações exotérmicas a COMBUSTÃO, SOLIDIFICAÇÃO e a NEUTRALIZAÇÃO.
- Equações:
A + B ------------ C + D Δ H = - ( negativo - liberação de energia).
- Graficamente:
domingo, 7 de agosto de 2011
Termoquímica...
É a parte da quimica que estuda a quantidade de energia (calor) liberada ou absorvida durante uma reação química ou durante uma transformação física.
Para poder aprender Termoquímica é preciso saber alguns coneitos importantes:
Para poder aprender Termoquímica é preciso saber alguns coneitos importantes:
- Temperatura: é o grau de agitação molecular, quanto maior o grau de agitação molecular,maior a temperatura do sistema.
- Calor: é energia térmica em transito que vai espontaneamente do corpo de maior temperatura para o corpo de menor temperatura.
- Entalpia (H): é a energia contidaem átomos, moléculas e substâncias químicas. Pode ser absorvida ou liberada durante uma reação química.
- Entropia (S): Mede o grau de desordem de um sistema, quanto mais desorganizado, maior a entropia.
domingo, 31 de julho de 2011
As quatro propriedades coligativas...
Tonoscopia: É o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor do solvente pela adição de soluto não volátil à solução. Quanto maior o número de partículas mais difícil de evapoar.
Ebuloscopia: É o estudo do aumento da temperatura de ebulição de um solvente pela adição de soluto não volátil à solução. Quanto mais partículas, mais difícil de igualar a pressão interna com a pressão externa.
Crioscopia: É o estudo do abaixamento da temperatura de congelamento do solvente pela adição de soluto não volátil a solução. Quanto mais partículas, menor a temperatura para congelar.
Osmoscopia: É o estudo do aumento da pressão osmótica de um solvente pela adição de soluto não volátil aà solução.
Ebuloscopia: É o estudo do aumento da temperatura de ebulição de um solvente pela adição de soluto não volátil à solução. Quanto mais partículas, mais difícil de igualar a pressão interna com a pressão externa.
Crioscopia: É o estudo do abaixamento da temperatura de congelamento do solvente pela adição de soluto não volátil a solução. Quanto mais partículas, menor a temperatura para congelar.
Osmoscopia: É o estudo do aumento da pressão osmótica de um solvente pela adição de soluto não volátil aà solução.
- meio hipotônico: a solução padrão é menos concentrada que a solução problema.
- meio isotônico: mesma concentração entre as duas soluções que estão sendo comparadas.
- meio hipertônico: a solução padrão é mais concentrada que a solução problema.
quinta-feira, 23 de junho de 2011
Propriedades Coligativas...
São Propriedades relacionadas com a diminuição ou aumento das propriedades físicas de uma solução. Estão intimamente relacionados com a quantidadede partículas de soluto não volátil existentes na solução.
Conceitos importantes...
Pressão Máxima de Vapor: é a pressão máxima que o vapor de um determinado solvente exerce sobre a superfície de um gás a uma dada temperatura. Quando há o equilíbrio entre a fase líquida e a fase de vapor, é que se tem a pressão máxima de vapor.
Ponto de ebulição: um líquido entra em ebulição quando a pressão interna do líquido se iguala a pressão externa.
Conceitos importantes...
Pressão Máxima de Vapor: é a pressão máxima que o vapor de um determinado solvente exerce sobre a superfície de um gás a uma dada temperatura. Quando há o equilíbrio entre a fase líquida e a fase de vapor, é que se tem a pressão máxima de vapor.
Ponto de ebulição: um líquido entra em ebulição quando a pressão interna do líquido se iguala a pressão externa.
domingo, 19 de junho de 2011
Titulação...
É o processo no qual busca-se conhecer a concentração de uma solução problema a partir de uma solução padrão, a qual possui concentração e volume conhecidos.
Para poder fazer a titulação adequadamente, é necessário saber:
* a estequionetria da reação;
* o ponto de equivalência da reação, ou seja, o momento em que a quantidade de mols da solução padrão se iguala a quantidade de mols da solução problema.
Para poder fazer a titulação adequadamente, é necessário saber:
* a estequionetria da reação;
* o ponto de equivalência da reação, ou seja, o momento em que a quantidade de mols da solução padrão se iguala a quantidade de mols da solução problema.
Misturas de Soluções COM Reação Química...
Na mistura de soluções formadas por um mesmo solvente , porém com solutos diferentes, pode ocorrer uma reação química. Essa possível reação ocorre de acordo com uma proporção estequiométrica. Isso nos permite determinar a concentração desconhecida de uma solução por meio de uma técnica conhecida como TITULAÇÃO, que veremos a seguir.
As misturas de soluções em que ocorre reação química devem ser tratadas com base na reação e a concentração final baseia-se naquilo que ocorreu.
As misturas de soluções em que ocorre reação química devem ser tratadas com base na reação e a concentração final baseia-se naquilo que ocorreu.
domingo, 5 de junho de 2011
Misturas de Soluções SEM Reação Química...
Este tipo de mistura pode ocorrer entre soluções de solutos iguais ou diferentes, desde que não reajam entre si.
Para o caso de soluções com concentração molar em mols/L...
MF . VF = M1 . V1 + M2 . V2
Para caso de concentração comum em g/L...
CF . VF = C1 . V1 + C2 . V2
Exemplo:
Qual a concentração de uma solução obtida pela mistura de 500mL de solução de HCl 1 mol/L com 1500mL de solução 2 mols/L do mesmo soluto?
500mL = 0,5L
1500mL = 1,5L
M' . V' + M'' . V'' = M . V
1 . 0,5 + 2 . 1,5 = M . 2
0,5 + 3 = M . 2
M = 3,5 / 2
M = 1,75 mols/L
sábado, 28 de maio de 2011
Diluição de soluções...
Diluir significa acrescentar solvente.
A nova concentração pode ser calculada a partir das expressões:
A nova concentração pode ser calculada a partir das expressões:
C1 V1 = C2 V2 para concentração comum.
M1 V1 = M2 V2 para concentração molar.
Título...
Título de Massa:
Pode relacionar a massa de soluto com a massa da solução ou o volume do soluto com o volume da solução.
O título em massa não tem unidade, pois é uma divisão de dois valores de massa (massa do soluto pela massa da solução), e as unidades se “cancelam”.
Como a massa de soluto nunca poderá ser maior que o da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1.
Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em massa de soluto na solução (P):
Como o volume de soluto nunca poderá ser maior que o da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1.
Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em volume de soluto na solução (P):
Pode relacionar a massa de soluto com a massa da solução ou o volume do soluto com o volume da solução.
T = m1/m
Como a massa de soluto nunca poderá ser maior que o da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1.
Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em massa de soluto na solução (P):
P = 100 . T
Título de Volume:
Relaciona o volume de soluto com o volume de solução.
T = V1/V
O título em volume não tem unidade, pois é uma divisão de dois valores de volume(volume do soluto pelo volume da solução), e as unidades se “cancelam”.
Como o volume de soluto nunca poderá ser maior que o da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1.
Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em volume de soluto na solução (P):
P = 100 . T
domingo, 22 de maio de 2011
Concentrações...
Para calcular a concentração de uma solução é possível pensar de várias formas. No entanto é sempre importante percebermos que concentração RELACIONA A QUANTIDADE DE SOLUTO COM A QUANTIDADE DE SOLVENTE. Assim:
As unidades de medida podem ser:
g/L mg/ml Kg/L g/mL ou qualquer outra unidade que relacione a massa comum com o volume.
Unidades de medida:
mol/L mol/ml mol/m3 M = mol/L
- Concentração Comum C :
As unidades de medida podem ser:
g/L mg/ml Kg/L g/mL ou qualquer outra unidade que relacione a massa comum com o volume.
- Concentração Molar M :
Unidades de medida:
mol/L mol/ml mol/m3 M = mol/L
sábado, 14 de maio de 2011
Soluções...
As soluções sempre serão sistemas homogêneos. O sistema utilizado será a água, na maioria das vezes, embora também existam soluções onde o solvente não é a água.
Tipos de soluções:
* Sólidas: ligas metálicas, como o bronze.
* Gasosas: ar atmosférico.
Classificação de Soluções...
As soluções são classificadas de acordo com a quantidade de soluto existente na solução, assim:
Solução Insaturada: há uma quantidade de soluto na solução inferior a quantidade máxima possível.
Solução Saturada: há uma quantidade de soluto na solução, igual a quantidade máxima possível.
Solução Supersaturada: há uma quantidade de soluto na solução superior a quantidade máxima possível. Para se produzir uma solução supersaturada deve-se aumentar a temperatura do solvente, cloca-se a massa de soluto e deixa a solução esfriar lentamente. Quando a temperatura abaixa o solvente suporta uma quantidade de soluto superior aquela especificada pelo coeficiente de solubilidade. No entanto essa solução é instável e qualquer vibração faz com que o soluto precipite, tornando a solução saturada com corpo de fundo.
Coeficiente de solubilidade: é a quantidade de massa que pode ser solubilizada em um determinado volume de solvente, a uma dada temperatura.
Tipos de soluções:
* Sólidas: ligas metálicas, como o bronze.
* Líquidas: água do mar
* Gasosas: ar atmosférico.
Classificação de Soluções...
As soluções são classificadas de acordo com a quantidade de soluto existente na solução, assim:
Solução Insaturada: há uma quantidade de soluto na solução inferior a quantidade máxima possível.
Solução Saturada: há uma quantidade de soluto na solução, igual a quantidade máxima possível.
Solução Supersaturada: há uma quantidade de soluto na solução superior a quantidade máxima possível. Para se produzir uma solução supersaturada deve-se aumentar a temperatura do solvente, cloca-se a massa de soluto e deixa a solução esfriar lentamente. Quando a temperatura abaixa o solvente suporta uma quantidade de soluto superior aquela especificada pelo coeficiente de solubilidade. No entanto essa solução é instável e qualquer vibração faz com que o soluto precipite, tornando a solução saturada com corpo de fundo.
Coeficiente de solubilidade: é a quantidade de massa que pode ser solubilizada em um determinado volume de solvente, a uma dada temperatura.
Classificação das Dispersões
As dispersões são classificadas de acordo com o tamanho das partículas do disperso, assim:
Soluções: * não são retidos pela ação de ultrafiltros;
* não podem ser observados nem por microscópio eletrônico;
* não sedimentam nem pela ação de ultracentrífugas.
Colóides: * são retidos pela ação de ultrafiltros;
* podem ser observados por microscópio eletrônico;
* sofrem sedimentação pela ação de ultracentrífugas.
Suspensões: * são retidos pela ação de filtros comuns;
* podem ser observados em microscópio ótico;
* sedimentam pela açõ da gravidade.
Soluções: * não são retidos pela ação de ultrafiltros;
* não podem ser observados nem por microscópio eletrônico;
* não sedimentam nem pela ação de ultracentrífugas.
Colóides: * são retidos pela ação de ultrafiltros;
* podem ser observados por microscópio eletrônico;
* sofrem sedimentação pela ação de ultracentrífugas.
Suspensões: * são retidos pela ação de filtros comuns;
* podem ser observados em microscópio ótico;
* sedimentam pela açõ da gravidade.
Dispersões
As dispersões são sistemas em que uma substância é dissolvida em outra. Assim em uma dispersão sempre haverá:
- Um soluto ou um disperso: substância que está em menor quantidade, a qual sofre solubilização.
- Um solvente ou um dispersante: substância que está em maior quantidade, a qual solubiliza o soluto.
Efusão X Difusão
Efusão: é a passagem de um gás através de pequenos orifícios.
Difusão: é a propriedade de duas ou mais substâncias misturarem-se espontaneamente, resultando em soluções (misturas homogêneas), quando colocadas em presença umas das outras. Um exemplo é o espalhamento do gás pelo ambiente.
Difusão: é a propriedade de duas ou mais substâncias misturarem-se espontaneamente, resultando em soluções (misturas homogêneas), quando colocadas em presença umas das outras. Um exemplo é o espalhamento do gás pelo ambiente.
domingo, 1 de maio de 2011
Densidade relativa de Dois Gases...
A densidade relativa é encontrada através da relação entre as densidades absolutas de dois gases, medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão.
Esta relação indica quantas vezes um gás é mais denso ou menos denso que outro gás.
Por exemplo, uma bexiga com gás hidrogênio mantém-se suspensa no ar porque o gás hidrogênio é menos denso que o ar.
Densidade dos Gases
A densidade de um corpo poderá ser determinada pela quantidade de massa que o corpo possui dividido pelo volume que esta massa ocupa. A densidade pode ser determinada pela expressão matemática:
Temos abaixo, como exemplo uma tabela sobre a densidade média do ar:
Temos abaixo, como exemplo uma tabela sobre a densidade média do ar:
Densidade do ar
| T em ºC | densidade em kg/m³ (a 1 atm) |
|---|---|
| –10 | 1,342 |
| –5 | 1,316 |
| 0 | 1,293 |
| 5 | 1,269 |
| 10 | 1,247 |
| 15 | 1,225 |
| 20 | 1,204 |
| 25 | 1,184 |
| 30 | 1,165 |
Volume Parcial de um Gás
É o volume que um gás, inserido em uma mistura, ocuparia caso estivesse sozinho em um recipiente.
VA = X A . V T
O Volume Parcial de um gás é Lei de Amargat.
VA = X A . V T
O Volume Parcial de um gás é Lei de Amargat.
domingo, 24 de abril de 2011
Misturas Gasosas
Pressão Parcial de um Gás (Lei de Dalton):
É a pressão que um gás, inserido em uma mistura, exerceria caso esse estivesse sozinho no recipiente.
PA = XA . PT
Onde:
PA = pressão parcial do gás A.
XA = fração molar do gás A.
PT = pressão total do sistema.
Fração Molar
A fração molar é um número adimensional (sem unidade de grandeza) que relaciona a parte de uma mistura com o total. É frequentemente utilizada para indicar a porcentagem molar de uma substância imersa em um solvente– número de mol do soluto dividido pelo número de mol da solução (soluto + solvente); assim como em balanços de massa.
Vale lembrar que a soma das frações molares de todos os componentes de uma mistura deve ser sempre igual a 1.
Calculamos a Fração Molar:
É a pressão que um gás, inserido em uma mistura, exerceria caso esse estivesse sozinho no recipiente.
PA = XA . PT
Onde:
PA = pressão parcial do gás A.
XA = fração molar do gás A.
PT = pressão total do sistema.
Fração Molar
A fração molar é um número adimensional (sem unidade de grandeza) que relaciona a parte de uma mistura com o total. É frequentemente utilizada para indicar a porcentagem molar de uma substância imersa em um solvente– número de mol do soluto dividido pelo número de mol da solução (soluto + solvente); assim como em balanços de massa.
Vale lembrar que a soma das frações molares de todos os componentes de uma mistura deve ser sempre igual a 1.
Calculamos a Fração Molar:
Volume Molar
O volume molar representa o volume ocupado por 1mol de qualquer gás a uma determinada temperatura e pressão.
Atenção!
CNTP = Condições Normais de Temperatura e Pressão.
T = 0ºC ou 273 K
P = 1atm ou 760mmHg
1mol de QUALQUER gás ocupa nas CNTP um volume fixo de 22,4L.
Atenção!
CNTP = Condições Normais de Temperatura e Pressão.
T = 0ºC ou 273 K
P = 1atm ou 760mmHg
1mol de QUALQUER gás ocupa nas CNTP um volume fixo de 22,4L.
domingo, 17 de abril de 2011
Equação de Clayperon
Émile Clapeyron, que viveu entre os anos de 1799 e 1864, foi um dos precursores na área da termodinâmica. Relacionando as leis de Charles, Boyle-Mariotte e Gay-Lussac, Clapeyron estabeleceu uma equação que relaciona as três variáveis consideradas no estudo dos gases (pressão, volume e temperatura) e o número de mols, permitindo analisar a situação instantânea de um sistema gasoso.
A equação é :
Onde:
P = pressão, podendo ser fornescida em atm (atmosfera) ou em mmHg (milímetros de mercúrio);
V = volume, OBRIGATORIAMENTE em litros (L);
T = temperatura, OBRIGATORIAMENTE em kelvin (K), podendo ser calculada atavés de:
Tkelvin = T celcios + 273
n = número de mols, sendo esse igual a razão da massa comum (g) pela massa molar (g/mol);
R = constante geral dos gases, tndo valor espcífico para cada tipo de unidade de pressão, ou seja,:
se esta for dada em atmosferas (atm), R = 0,082atm.L.mol-1 .K-1
e se for dada em milímetros de mercúrio (mmHg), R = 62,3mmHg.L.mol-1.K-1
Dica: Para a resolução de exercícios de Claperon, apenas uma pressão, um volume, e/ou uma temperatura será fornecida, tendo em vista que, se aparecer mais de uma desta, devemos usar a Lei Geral dos Gases ou o Princípio dos Vasos Comunicantes.
A equação é :
P = pressão, podendo ser fornescida em atm (atmosfera) ou em mmHg (milímetros de mercúrio);
V = volume, OBRIGATORIAMENTE em litros (L);
T = temperatura, OBRIGATORIAMENTE em kelvin (K), podendo ser calculada atavés de:
Tkelvin = T celcios + 273
n = número de mols, sendo esse igual a razão da massa comum (g) pela massa molar (g/mol);
R = constante geral dos gases, tndo valor espcífico para cada tipo de unidade de pressão, ou seja,:
se esta for dada em atmosferas (atm), R = 0,082atm.L.mol-1 .K-1
e se for dada em milímetros de mercúrio (mmHg), R = 62,3mmHg.L.mol-1.K-1
Dica: Para a resolução de exercícios de Claperon, apenas uma pressão, um volume, e/ou uma temperatura será fornecida, tendo em vista que, se aparecer mais de uma desta, devemos usar a Lei Geral dos Gases ou o Princípio dos Vasos Comunicantes.
domingo, 10 de abril de 2011
Lei Geral dos Gases
É possível analisar as transformações gasosas verificando as condições iniciais de pressão, volume e temperatura em que se encontra o sistema, e as condições finais do mesmo. Para tanto utiliza-se a equação geral dos gases.
- Transformações isotérmicas: Ti = Tf
- Transformações isobáricas: Pi = Pf
Ti Tf
- Tranformações isocóricas: Vi = Vf
Ti Tf
Atenção!!!
A temperatura deve estar SEMPRE em kelvin.
domingo, 3 de abril de 2011
Transformações gasosas
Transformações isotérmicas:
Nas transformações isotérmicas a temperatura do sistema NÃO varia, variando apenas as grandezas de pressão e temperatura.
Essa transformação é regida pela lei de Boyle- Mariott.
Transformações isobáricas:
Nas transformações isobáricas a pressão do sistema NÃO varia , variando apenas as grandezas de temperatura e volume.
Essa transformação é regida pela lei de Charles.
Transformações isocóricas ou isovolumétricas:
Nas transformações isocóricas o volume permanece constante, variando apenas as
grandezas de pressão e temperatura.
grandezas de pressão e temperatura.
Essa transformação é regida pela lei de Gay-Lussac.
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