Quantidade de matéria, estado gasoso e transformação dos
gases: Resumo das constantes e fórmulas mais importantes.
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56u 56g
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V / T=V’ / T’
V: Volume inicial; T: Temperatura inicial; V’: Volume final; T’: Temperatura final.
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Resolução:
Como é oferecido volume como dado, e pedem achar uma massa, para calcular
devo estabelecer a relação massa M --...
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Fórmulas e constantes mais importantes sobre quantidade de matéria, estado gasoso e transformação dos gases.

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Quantidade de matéria, estado gasoso, transformação dos gases.

  1. 1. Quantidade de matéria, estado gasoso e transformação dos gases: Resumo das constantes e fórmulas mais importantes. Quantidade de matéria. *Constante de Avogadro: 6,02 x 10²³ entidades elementares (íons, átomos, elétrons, etc.) *Massa atômica (MA) de um elemento (Oferecida quase sempre como dado): Pode ser calculada quando se conhece a massa atômica dos isótopos que conformam o átomo do elemento em questão, e a porcentagem que cada um deles representa no peso total de dito átomo. É determinada achando a média ponderada destes valores. Ex.: Massa atômica do cloro (Cl) Isótopos do Cl: Cl 35u --------------------- peso 75,4% (Onde u: Unidade de Massa Atômica.) Cl 37u_____________peso 24,6% Cl (MA)= 35 x 75,4 + 37 x 24,6 100 *Massa molecular (m) é a soma das massas atômicas dos elementos que conformam uma molécula determinada. Ex.: Massa molecular da água (H2O) Dados: MA (H)= 1u MA (O)= 16u ; logo: m (H2O)= 2 (1) + 1 (16) m (H2O)= 18u *Massa molar (M) dum elemento químico: para cada elemento apresenta o mesmo valor numérico que o da massa atômica (MA) com a diferença de que seu valor é expressado em g. Assim conhecendo o valor da massa atômica de um elemento, dito valor pode ser convertido em massa molar apenas mudando a unidade de medida para g.
  2. 2. Ex.: Massa Atômica Massa Molar 56u 56g 34u 34g 1u 1g Lembrar que no caso da massa molar dum elemento, não está se referindo à massa dum átomo e sim à massa dum mol (6,02 10²³) de átomos de dito elemento. *Massa molar de uma substância química representa à massa dum mol de moléculas (em substâncias moleculares) ou de um mol de fórmulas unitárias (em compostos iônicos) dessa substância. Assim no caso duma substância molecular a sua massa molar seria igual numericamente à massa molecular da mesma, com a diferença da unidade de medida, que para M é g/mol. Ex.: Massa molar da água. M (H)= 1g/mol. M(O)=16 g/mol. M(H2O) = 2(1g/mol) + 1(16g/mol). M(H2O) = 18g/mol. Logo fica comprovado que numericamente: m (H2O) = M(H2O) Outro Ex.: Massa molar do cloreto de sódio. M(Na) = 23g/mol. M(Cl) = 35,5g/mol. M(NaCl) = 58,5g/mol Estado Gasoso Densidade é a grandeza que permite determinar quanto há de massa em um certo volume. d= m/V (d=g/cm³, m=g, V=cm³) Regras de conversão: 1 cm³= 1ml; 1000ml= 1000cm³= 1L; 1000L= 1M³.
  3. 3. Pressão é uma grandeza que altera muito o volume de uma substância gasosa. Temperatura: Intimamente relacionada com o volume e a velocidade das moléculas, e no caso das substâncias gasosas, exerce grande influência na expansão dos gases. Quando se trabalha com gases, a unidade de medida utilizada na hora de representar seu valor é o K (Kelvin). K é a unidade de medida de T (temperatura termodinâmica) que representa a escala absoluta de temperatura, na qual o zero equivale a -273º C, tal que 0º C = 273 K. Na hora de transformar º C a K, é suficiente somar o valor da temperatura em º C a 273 k. (T=t/º C + 273) Ex.: 40 º C = 313 K 23 º C= 300 K -15º C= 258 K 0 K (-273 º C) indica a temperatura na qual as partículas dum gás não teriam energia cinética e seu volume se reduziria a zero. 1mol moléculas de qualquer gás nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP) ocupa um volume de 22,7 L. Logo: 1mol CO2 ocupa um volume de 22,7 L 1mol H2O (g) ocupa um volume de 22,7 L 2 mol O3 (g) ocupam volume 45,4 L ½ mol N2 (g) ocupa um volume de 11.35 L 12,04 x 10²³ moléculas de H2 ocupam um volume de 45,4 L. CNTP: t.: 0º C = T= 273 K; P.: 760 mm Hg= 1 atm. Transformação dos gases. Transformações isotérmicas (T= constante) Lei de Boyle Mariotte. P V=P’ V’ P: Pressão inicial; V: Volume inicial; P’: Pressão final; V’: Volume final. Transformações isobáricas (P= constante) Lei de Charles Gay Lussac.
  4. 4. V / T=V’ / T’ V: Volume inicial; T: Temperatura inicial; V’: Volume final; T’: Temperatura final. Transformações isocóricas, isométricas ou isovolumétricas (V= constante) P / T = P’ / T’ P: Pressão inicial; T: Temperatura inicial; Pressão final; T’: Temperatura final. Na realidade as leis dos gases que foram expostas têm um limite para a sua verificação nos gases reais. É por isso que surge a EQUAÇÃO GERAL DOS GASES, uma relação matemática que correlaciona as três grandezas –pressão, volume e temperatura. *Equação geral dos gases PV /T= P’V’ /T’ *Volumes de reagentes e produtos gasosos nas CNTP. Quando um problema oferece como dados a massa e/ou volume de determinada substância reagente ou produto gasoso, assim como a representação da reação química, para a partir destes dados obter a massa ou o volume duma outra substância envolvida no processo, a solução da incógnita se resume a uma simples regra de três. Isto é válido sempre que o processo aconteça nas CNTP Ex.: Quantos gramas de ácido clorídrico precisam reagir com carbonato de cálcio, para que se obtenham 5,675L de gás carbônico nas CNTP? Dada a equação: 2HCl + CaCO3 CO2
  5. 5. Resolução: Como é oferecido volume como dado, e pedem achar uma massa, para calcular devo estabelecer a relação massa M ----- volume V. Logo segundo a equação oferecida 2HCl 1CO2= 22,7L Logo restaria determinar qual é a massa dos 2 mols de ácido clorídrico que aparecem na equação e que produzem 1 mol de gás carbônico. M (H)= 1g M(Cl)= 35,5g M(2HCl)= 2 [1(1g) + 1 (35,5g)] = 73g Logo: 73g HCl produzem 22,7L de gás carbônico. Pergunta: Se 73g HCl produzem 22,7L de gás carbônico, quantos gramas de HCl se precisam para obter 5,675L de gás carbônico? Expressar a mesma pergunta na forma de regra de três: 73g HCl--------------------22,7L CO2 X --------------------5,675L CO2 73 x 5,675 / 22,7 = 18,25g R/ Precisam-se 18,25g de HCl para produzir 5,675 L de CO2

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