NOÇÕES BÁSICAS DE FÍSICO-QUÍMICA

SOLUÇÕES:

CONCENTRAÇÃO EM MOL/L (M)

M =     m₁     

         M₁. V

RELAÇÃO ENTRE d e % (TÍTULO)

M . M₁ = 1000 . d . %

DILUIÇÃO

M’.V’ = M’’.V’’

TITULAÇÃO (NEUTRALIZAÇÃO ÁCIDO-BASE)

n = nº de mols

X n_ÁCIDO = Y n_BASE  (X = Nº  H⁺ e Y = Nº OH^-)

ONDE: n = M.V(litros) ;  n = m /M (massa molar)

PROPRIEDADES COLIGATIVAS:

TONOSCOPIA => ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR

∆P/P₂ = K . W . i

EBULIOSCOPIA => ELEVAÇÃO DA T.E.

∆Te = K . W . i

CRIOSCOPIA => DIMINUIÇÃO DA T.C. (C = CONGELAMENTO)

∆Tc = K . W . i

OSMOSCOPIA => ESTUDO DA PRESSÃO OSMÓTICA

п = M . R . T . i

TERMOQUÍMICA:

ENTALPIA

∆Hº (CALOR DE REAÇÃO) = Hº produtos – Hº reagentes

∆Hº (ENERGIA DE LIGAÇÃO) = Hº reagentes – Hº produtos

- ∆Hº < 0 (ENDOTÉRMICO => ABSORVE CALOR)

- ∆Hº > 0 (EXOTÉRMICO => LIBERA CALOR)

ENERGIA LIVRE DE GIBBS

∆Gº = ∆Hº  –  T.∆Sº

 -∆Gº < 0 (ESPONTÂNEO)

- ∆Gº > 0 (NÃO ESPONTÂNEO)

- ∆Gº = 0 (EQUILÍBRIO QUÍMICO)

CINÉTICA QUÍMICA:

V = VELOCIDADE

V reagente ou produto =  Quantidade

                                                        ∆tempo

PROPORÇÃO DE VELOCIDADE

1 N₂   +    3 H₂  =>   2 NH₃

  1--------- 3 ------------2

 V --------- V' ---------- V"

PROCESSO I => SEM CATALISADOR

PROCESSO II => COM CATALISADOR

∆Hº = Hº produtos – Hº reagentes

∆Hº = 80 – 100

∆Hº =  – 20 kJ

Eat = ENERGIA DE ATIVAÇÃO

PROCESSO I

Eat = Hº complexo ativado(topo) – Hº reagentes

Eat = 200 – 100

Eat = 100 kJ

EQUILÍBRIO QUÍMICO:

K = CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

K  =  Atividade dos produtos

         Atividade dos reagentes

1 N_{2 (g)}          +    3 H_{2 (g)}  =>      2 NH_{3 (g)}

Kc  =        [NH₃]²     

             [N₂]. [H₂]³

Kp  =      (P_NH3)²     

           (P_N2). (P_H2)³

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA

H₂O   +      H₂O   ↔       H₃O⁺         +         OH^– 

Kw = [H₃O⁺] . [OH^–]

A 25ºC => Kw = 1,0 x 10^–14

pH = – log [H₃O⁺]

pOH = – log [OH^–]

pH   +   pOH   =  14

EQUILÍBRIO IÔNICO DE ÁCIDOS

HCl    +     H₂O   ↔     H₃O⁺       +         Cl^– 

 

Ka  =      [H₃O⁺] . [Cl^–]     

                     [HCl]

Aumenta a Acidez:

- aumenta a [H₃O⁺] = [H⁺]

- diminui o pH

- aumenta a Ka

LEI DE DILUIÇÃO

=> monoácidos (H⁺) e monobases (OH^-) fracos (α < 5%)

1-   K = M . α²

2 -  [íon] = M . α

Deduzindo 1 + 2

 

HIDRÓLISE SALINA

SAL   +         ÁGUA           =>       *ÁCIDO       +         *BASE

Calculando o pH

 

[íon] => o íon presente na solução (ácida ou básica)

K_h =      Kw       

          *Ka . *K_b

* somente para fracos

SOLUÇÃO TAMPÃO

ÁCIDO:

pH = pKa   +   log [sal]

                                 [ácido]

BASE:

pOH = pK_b   +   log [sal]

                                    [base]

PRODUTO DE SOLUBILIDAE

Kps = [PRODUTOS]

S = Solubilidade em mol/L

CaCl₂  =>  Ca²⁺   +    2 Cl^-

   S                 S                2 S

Kps = [Ca²⁺] . [Cl^-]²

ELETROQUÍMICA:

PILHAS (ESPONTÂNEO ∆Eº > 0)
ÂNODO (–)	CÁTODO (+)
OXIDAÇÃO - aumenta o Nox - perda de elétron - redutor	REDUÇÃO - diminui o Nox - ganha de elétron - oxidante
PLACA - massa diminui	PLACA - massa aumenta
SOLUÇÃO - [íons metálicos] aumenta	SOLUÇÃO - [íons metálicos] diminui

Para um meso processo (oxidação ou redução)

∆Eº = Eº maior – Eº menor

∆Gº = - n . F . ∆Eº

(potencial padrão) ∆Eº = ddp = fem = tensão

ELETRÓLISE (NÃO ESPONTÂNEO)
ÂNODO (+)	CÁTODO (–)
OXIDAÇÃO - aumenta o Nox - perda de elétron - redutor	REDUÇÃO - diminui o Nox - ganha de elétron - oxidante

LEI DE FARADAY

REGRA GERAL:

Proporção inicial:   

1mol e- = 1 F = 96.500 C

Usada na eletrólise:

Q = i (intensidade) . t (tempo em segundos)

Reação Catódica (Metal => M)

Mⁿ⁺         +              n e-          =>              M_(s)

Inicio:               n . 96500------------ massa molar

Eletrólise:               Q ---------------- massa formada

RADIOATIVIDADE:

t = tempo de desintegração

t_½ = tempo de meia-vida

x = nº de meia-vida

Quantidade (em massa, mols, átomo, fração, %...)

t = x . t_½

Quantidade final = Quantidade final

                                                    2^x