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Resumo Teórico - Físico-Química EXP.

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k e da concentração C da substância na solução eletrolítica em questão.
Para soluções muito diluídas a condutividade molar aproxima-se de um valor limite, conhecido como
o valor da condutividade à diluição infinita ou Λinfinito.
À diluição infinita os íons atuam independentemente, então é possível expressar Λ como a soma das
condutividades iônicas dos limites dos íons separados.
v+ e v-: são os números de cátions e ânions por unidade de fórmula do eletrólito (para HCl v+ e v-= 1,
mas para MgCl2 v+= 1 e v-= 2).
Para substâncias pouco ionizadas a condutividade molar varia acentuadamente com a concentração,
pois o grau de ionização varia fortemente com a concentração. A condutividade molar deve se
aproximar de um valor finito e constante à diluição infinita, o qual novamente corresponde a soma das
condutividades iônicas limites.
Para concentrações de eletrólitos fracos é impossível calcular a condutividade molar infinita pois a
concentração deve ser infinitamente pequena, desta forma apenas é calculada a condutividade molar
de em diluição infinita para eletrólitos fortes.
Assim Λinfinito do ácido acético será a soma das condutâncias dos íons H+ e CH3OO-, as quais podem
ser determinadas a partir de medidas com eletrólitos fortes como HCl e acetato de sódio.
25°C
LEI DE KOHLRAUSCH
A dependência da condutividade mocar com a concentração em eletrólitos fortes foi estudada por
Kohlrausch e é representada por uma equação de reta:
Representa-se Λmolar do eletrólito forte versus a raiz quadrada da concentração obtém-se retas cujos
coeficientes angulares variam com a faixa de concentração. Em baixas concentrações, a intersecção da
reta com o eixo y (quando x=0) permite determinar a condutividade molar a diluição infinita, C~0.
LEI DE OSTWALD
Eletrólitos fracos não se dissociam completamente apresentando condutividade menor que aquela de
eletrólitos fortes. Com o aumento da concentração, o equilíbrio de dissociação é deslocado para as
moléculas não dissociadas (Lei da Diluição de Ostwald). A constante de equilíbrio da dissociação é:
O grau de dissociação α, de eletrólitos fracos é igual ao quociente entre a condutividade molar e a
condutividade molar a diluição infinita.
Medindo-se Λmolar para um eletrólito fraco de concentração C e calculando-se Λinfinito a partir das
medidas de condutividade para eletrólitos fortes como foi descrito acima, é possível obter o grau de
ionização do eletrólito fraco numa determinada concentração.
O valor limite da condutividade molar de eletrólitos fracos é de difícil medição experimental,
entretanto é possível calcular a partir do coeficiente linear convertendo a equação acima em uma
equação de reta. Então se l/Λmolar for representado versus C*Λmolar a ordenada à origem, em C=0, será
l/Λinfinito, ou seja a diluição infinita.
5. CALORIMETRIA: DETERMINAÇÃO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA DE COMBUSTÃO DE
SÓLIDOS
Uma das propriedades mais importantes dos processos químicos é a da produção e da transferência de
energia. A energia é indispensável para a manutenção de funções biológicas, queimamos combustíveis
para gerar energia elétrica, fabricamos explosivos e cubos de gelo são utilizados para resfriar bebidas.
A energia liberada na combustão de um material é seu poder calórico ou calorífero que pode ser
medida ou expresso por g ou por mol de substância.
ENERGIA INTERNA E TROCAS TÉRMICAS
A termodinâmica é o estudo da energia e de suas transformações. O conteúdo energético de um
sistema é chamado de energia interna U. Ela é a soma das energias cinética e potencial das moléculas
que compõem o sistema. Observa-se experimentalmente que a energia interna de um sistema pode ser
alterada seja pelo trabalho efetuado sobre/pelo sistema, seja pelo aquecimento sobre/pelo sistema.
com q a energia transferida como calor e w o trabalho efetuado pelo sistema
Essa equação é o primeiro princípio da termodinâmica - princípio da conservação de energai.
Quando a reação ocorre em sistema fechado a volume constante (sem trabalho de expansão) o calor
absorvido/liberado é igual ao aumento de energia interna do sistema:
se qv e 𝚫U são positivas quando o calor é liberado o valor é negativo, assim ao medir a energia
térmica fornecida q>0 ou concedida pelo sistema q<0 a volume constante numa mudança de estado,
está também medindo a variação de energia interna.
CALORIMETRIA
Um dispositivo utilizado para medir a variação de energia interna é um calorímetro. Uma amostra de
substância é colocada em um cadinho no interior da câmara de combustão (bomba calorimétrica). O
sistema trabalha em condições adiabáticas, sem trocas de calor com a vizinhança.
Quando os componentes dentro do calorímetro atingem uma temperatura constante a amostra queima.
O calor liberado desta combustão é absorvido pelo calorímetro provocando a elevação da temperatura
da água. A elevação é proporcional ao calor que a reação libera e depende da capacidade do
calorímetro e da amostra.
com 𝚫T sendo a variação de temperatura e C a
capacidade calorífera.
Também é possível medir C sabendo os calores específicos de cada substância presente:
onde C=m*c e c é o calor específico da substância.
DETERMINAÇÃO DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA
A maioria das reações químicas acontecem a pressão constante (pressão atmosférica), mas não a
volume constante. A pressão constante a mistura que está reagindo pode se expandir e parte da energia
gerada como calor retorna as vizinhanças na forma de trabalho de expansão 𝚫Vp.
Nesses casos o calor absorvido pelo sistema não é mais igual a energia interna 𝚫U, é chamado agora
de qp e é igual a variação de entalpia do sistema 𝚫H.
com
A entalpia é uma função de estado, ela depende apenas do estado inicial e final, e não do tipo de
processo.
A diferença entre 𝚫U e 𝚫H é apenas mensurável quando no processo houver variação de volume no
sistema. Pois em reações de fase condensada em solução, a variação de volume que acompanha o
processo é muito pequena, podendo a diferença das variações de energia interna e entalpia ser
desprezada.
Em uma transformação isobárica envolvendo reagentes ou produtos gasosos, a variação do volume
será devida a variação do número de mols gasosos do sistema.
ou
R= constante dos gases: 8,324 J mol-1 K -1 OU 1,987 cal mol-1 K-1
T= a temperatura absoluta, em Kelvin
n2= o número de mols de produtos gasosos
n1= o número de mols de reagentes gasosos
ENTALPIA PADRÃO DE COMBUSTÃO
Para uma substância essa entalpia é a variação de entalpia 𝚫HT, que acompanha um processo na qual
a substância reage com o gás O2 para formar produtos de combustão específicos (com todos os
reagentes e produtos em seus respectivos estados padrão).
A entalpia pode ser determinada a partir da elevação da temperatura resultante da reação de
combustão quando esta ocorre sob condições adiabáticas, como em um calorímetro. Em um processo
calorimétrico real as temperaturas final e inicial não são iguais.
Energia Interna 𝚫UT1: é a soma das energias cinéticas e potencial que compõem o sistema.
Entalpia 𝚫HT1: é a soma da energia interna com o trabalho realizado, variação do do volume em
pressão constante.
Calor Liberado (q= m*c*𝚫T): é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação, ela pode ser
expressa em joules ou em calorias e pode ser determinado por aparelhos como o calorímetro. Cada
substância armazena um certo conteúdo de calor que será alterado quando a substância sofrer uma
reação.
Entalpia de Reação: é utilizada para determinar a energia em forma de calor trocada em uma
determinada reação química expressa em joules por mol.
Calorímetro: é constituído por um recipiente onde se coloca água, possui uma tampa que permite
fechá-lo um termômetro e um agitador. É um aparelho isolado termicamente do meio ambiente o que
evita troca de calor com o ambiente (meio adiabático).
Como fazer para determinar quantas calorias contém 1,0 g de chocolate: faça uma pastilha de
exatamente 1,0 g com o chocolate previamente desidratado para que o calor obtido na combustão seja
somente referente a queima das moléculas

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