Resumos fisico quimica

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Fórmulas, relações e conceitos para Físico-Química:
	Gases:
· Lei de Boyle (transformação isotérmica) :
Volume é inversamente proporcional à pressão V α 1/P (constante n, T).
As isotermas (ramo de hipérbole) quanto mais longe do ponto de origem maior a temperatura.
· Lei de Charles (Transformação isobárica):
Volume é diretamente proporcional à temperatura V α T (Constante n, P).
· 2ª Lei de Charles/Gay-Lussac (Transformação isocórica, isovolumétrica ou isométrica):
Pressão é diretamente proporcional ao volume P α V (Constante P,T).
· CNTP: T= 273 K (0 ºC), P= 1 atm (760 mmHg) e Volume molar = 22,4 L/mol. 
· Lei de Avogadro: PxV = nxRxT. (R = 0,082 atmxLxmol-1xK-1 ou 62,3 mmHgxLxmol-1xK-1).
· Pressão parcial: Pi = xiPT onde xi = ni/nT
· Equação de Van der Waals : p = nRT - a
 V – nb Vm2 	
Onde “b” reflete forças microscópicas de repulsão (tamanho finito das moléculas) e o termo com “a” está relacionado com as forças atrativas.
· Efusão é a evasão de um gás através de um buraco pequeno. (Efusão α 1/M)
Calculo da velocidade de efusão de 2 gases: VA/vB = (MB/MA)1/2
· Difusão: é a propagação de um gás pelo espaço (a difusão é mais rápida para as moléculas de gás leve).
Quanto maior a temperatura, maios a dispersão.
· Livre caminho médio: distância média de uma molécula de gás entre as colisões. Quanto maior a concentração e quanto maior o tamanho das moléculas, menor é o livre caminho médio.
· Densidade: d = PxM/RxT
· Fator de compressibilidade: Z = 1 comporta-se igual a um gás ideal
Z > 1, as forças repulsivas prevalecem;
Z < 1, as forças atrativas prevalecem
· Quanto maior a pressão, maior o desvio do comportamento ideal, quanto maior for a temperatura, menor será o desvio do comportamento ideal. Temperatura de Boyle: temperatura na qual um gás real comporta-se idealmente numa ampla faixa de pressões.
	Termodinâmica:
AU α T.
Para um gás perfeito monoatômico a energia interna U é calculada
U = 3/2xnxRxT
∆U = 3/2xnxRxT
W = Px∆V
W = - ∫pxδV => W = - nxRxTxln(Vf/Vi)
· Lei “Zero” da termodinâmica: Dois compostos com temperaturas diferentes em equilíbrio ficam com a mesma temperatura.
· 1ª Lei da Termodinâmica: “a energia pode ser interconvertida de uma forma para outra, mas a quantidade total de energia do universo, isto é, sistema mais vizinhança, conserva-se”.
Q = ∆U + W
δU = (δU/δT)VδT + (δU/δV)TδV
CV = (δU/δT)VδT
Experimento de Joule: Expansão livre istotérmica = δT =0 e W = 0, portanto δU = 0 (gás ideal)
Efeito Joule-Thomson: a queda de pressão, devido à passagem de um menor número de moléculas se reflete em uma redução de temperatura. (H2 e He esquentam quando expandem pois apresentam o μJT <0)
μJT = (δT/δP)H (isoentálpico e adiabático)
Na transformação isotérmica: Q = W
Na transformação isobárica: Q = ∆U + Px∆V
Na transformação isocórica: Q = ∆U
Na transformação adiabática: ∆U = -W
Funções de Estado: referem-se apenas ao estado momentâneo do sistema e não podem descrever a sua evolução no tempo. Para o cálculo de sua variação independe o caminho a ser considerado. São funções de estado: Energia interna (U), Entalpia (H), Entropia (S) e Energia Livre (G). SHUG. Calor (Q) e Trabalho (W) não são funções de Estado.
CV = (3/2)xnxRxT
CP = (5/2)xnxRxT
CP = CV + nR
Calor molar, a volume constante, de um gás monoatômico = CV = (3/2)xR
Calculo de calor à pressão constante: Q = nxCPx∆T ou Q = nxCPxln(Tf/Tq)
· 2ª Lei da Termodinâmica:
∆S = Q/T
∆Suniverso = ∆Ssistema + ∆Svizinhança ≥ 0
Q = mxL : m = massa da substância, L = capacidade calorífica na mudança de fase (temperatura constante).
∆S = nxRxln (Vf/Vo) (transformação isotérmica)
∆S = mxcxln T² (Cálculo para o caso de transferência irreversível de calor).
 T² - ∆T
∆S = nxCvxln(Tf/To) + nxRxln(Vf/Vo) (Cálculo da entropia como função de Estado).
	Máquinas Térmicas:
ε = Wefetivo/Qrecebido
ε = Qf – Qq/Qq = 1 – Qf/Qq (Qf = calor da fonte fria rejeitado, Qq = calor da fonte quente absorvido)
Ciclo de Carnot: Ciclo reversível composto por 2 curvas adiabáticas e 2 isotermas.
ε = 1 – T2/T1 (T1 = temperatura maior, T2 = temperatura menor).
· 3ª Lei da Termodinâmica:
δH = (δH/δT)PδT + (δH/δP)T δP
CP = (δH/δT)PδT
A pressão constante: Q = ∆H
∆G = ∆H - Tx∆S
∆H = CPx∆T
∆H = ∆Hoform(produtos) - ∆Hoform(reagentes)
∆Hlig = ∑∆H(lig. Rompidas) - ∑∆H(lig. Formadas) 
Quebra de ligação: implica absorção de calor (∆H>0)
Formação de ligação: implica liberação de calor (∆H<0)
Lei de Hess: A entalpia padrão de uma reação é igual à soma das entalpias padrões das reações parciais em que a reação possa ser dividida.
Potencial químico: em sistemas de composição variável, um componente escoa espontaneamente da região de maior potencial químico para a de menor potencial químico. μi = (δG/ δni)T,P,nj onde μ: tendência de escape.
Μmistura = μ*pura +RTlnΧa; Xa – é a fração molar de da substância “a”. lnX será sempre negativo pois 0 < X < 1.
1/T = 1/To – RlnXa/ AHfusão ou ebulição
Cinética:
Vm = ∆quantidade/∆tempo
2A + 3B C
Vm = Vm A/2 = Vm B/3 = Vm C/1
Curva de Maxwell – Boltzmann : O aumento da temperatura faz com que aumente o número de moléculas capazes de reagir. (Está relacionado também a massa molecular)
Catalisador: Diminui apenas a energia de ativação, pode participar das etapas mas não é consumido.
Catálise homogênea: catalisador e reagentes com o mesmo estado físico.
Catálise heterogênea: catalisador e reagentes com estados físicos diferentes.
Lei das velocidades V = k[A]α[B]β...
Ordens das reações:
Ordem zero = v = k[A]0; v = k -> -δ[A]/δT = k -> ∫-δ[A] = ∫kδT -> [A] = [A]o – kt (Gráfico linear)
1ª Ordem = v = k[A] = -> -δ[A]/δT = k[A] -> δ[A]/[A] = kδT -> ln[A]/[A]o = - kt -> [A] = [A]oe-kt (Gráfico exponencial em declive)
2ª Ordem = v = k[A]2 ->- δ[A]/δT = k[A]2 -> δ[A]/[A]2 = kδT -> [A]-1 = [A]o-1 + kt
Tempos de meia vida (substituindo [A] = [A]o/2 e t = t1/2):
Ordem zero: t1/2 = [A]o/k
1ª Ordem: t1/2 = 0,693/k
2ª Ordem: t1/2 = 1/k[A]o
Equação de Arrhenius: k = Ae-Ea/RT
A velocidade determinante de uma reação não elementar é a da etapa mais lenta.
X[A] = yV
Xα = y
· Equilíbrio Químico
Vd = Vi
αA + βB γC + δD
kC = [C]γx [D]δ
 [A]αx [B]β
KP = PCγ x PDδ KP = kCRT∆n, ∆n = (γ + δ) – (α + β)
 PAα x PBβ
	
	A
	B
	C
	D
	Início
	nA
	nB
	0
	0
	Reação
	-x
	-x
	+x
	+x
	Fim
	nA - x 
	nB - x
	X
	X
No equilíbrio
 [A] = nA -x/V ; [B] = nB – x/V; [C] = x/V = [D]
Na constante de equilíbrio de soluções os sólidos e os líquidos puros (ou solventes) não entram na expressão.
Q: utiliza-se para saber o sentido da reação em qualquer ponto.
Q = K, a reação encontra-se em equilíbrio;
Q > K, a reação inversa predomina;
Q < K, a reação direta predomina.
∆Gf = ∆Go + RTlnK
Para ∆Gf = 0
∆Go = - RTlnK
Em reações endotérmicas a constante K é proporcional a temperatura T.
Em reações exotérmicas a constante K é inversamente proporcional a temperatura T.