Conceitos Essenciais de Química: Mol, Dispersões e Gases

Conceitos Essenciais de Química

Mol

Unidade de quantidade de substância no Sistema Internacional (SI). É a quantidade de substância que contém tantas entidades básicas quantos átomos existem em 12 g do isótopo carbono-12.

Constante de Avogadro, N_A

Uma mole contém o número de Avogadro de partículas: N_A = 6,022045 × 10²³.

Massa Molar, M

Massa de um mol de átomos ou moléculas. O valor numérico da massa molar em gramas é encontrado com o valor da massa em unidades de massa atômica (amu) de sua fórmula.

Volume Molar

Volume de um mol de uma substância a uma dada temperatura (a temperatura deve ser indicada), seja sólido, líquido ou gás.

De acordo com o Princípio de Avogadro, um mol de gás sempre ocupa o mesmo volume, quando medido nas mesmas condições de temperatura e pressão (T, p), qualquer que seja o gás. Nestas condições normais (0 °C e 1 atm), todos os gases considerados com comportamento ideal ocupam o mesmo volume: 22,4 L.

Dispersões

Sistemas formados pela dispersão de pequenas partículas de duas ou mais substâncias em outra substância.

De acordo com o tamanho das partículas dispersas, definem-se:

• Suspensões

  Partículas com diâmetro entre 10^-4 m e 10^-7 m. Apresentam-se turvas, com sedimentos, não se cristalizam e são separadas por filtração comum.

• Coloides

  Partículas com diâmetro entre 10^-7 m e 10^-9 m. Sua aparência é clara, sem sedimentos, não cristalizam e são separados por filtração por membrana.

• Soluções

  Partículas com diâmetro entre 10^-9 m e 10^-11 m. Claras e transparentes na aparência, não são cristalizáveis, não sedimentam e não são separadas por filtração.

Solubilidade

Concentração correspondente ao estado de saturação; ou seja, a concentração máxima possível a uma dada temperatura. A solubilidade depende da natureza química do soluto e do solvente, da temperatura, da pressão e da presença de outras substâncias.

Leis dos Gases Ideais

Equação Geral dos Gases Ideais

(P₁ × V₁) / T₁ = (P₂ × V₂) / T₂

Equação de Estado dos Gases Ideais

P × V = n × R × T

Onde P é a pressão, V é o volume, n é o número de moles, R é a constante dos gases ideais e T é a temperatura absoluta.

Teoria Cinética dos Gases

As moléculas de gás não ocupam volume, movem-se aleatoriamente com velocidades médias que dependem da temperatura e colidem elasticamente entre si e com as paredes dos vasos, causando pressão.

Lei de Boyle-Mariotte

P₁ × V₁ = P₂ × V₂

Em temperatura constante, o volume ocupado por um gás é inversamente proporcional à pressão a que ele é submetido.

Leis de Charles e Gay-Lussac

• À pressão constante, o volume ocupado por um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.
• A volume constante, a pressão exercida por um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.

Lei de Dalton das Pressões Parciais

A pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais dos gases que a compõem.

Lei de Amagat dos Volumes Parciais

O volume total de uma mistura de gases é igual à soma dos volumes parciais dos gases que a compõem.