Diálise

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A Hemodiálise - sala de hemodiálise com seus respectivos aparelhos

quinta-feira, 23 de março de 2017

Gases III - Cálculo Das Misturas Gasosas


Gases III
             
Cálculo Das Misturas Gasosas

Uma mistura gasosa é a mistura de vários gases perfeitos que não reagem entre si. Por exemplo: 

Gás nitrogênio (N2) 78,08 %, +  oxigênio (O2) 20,95 %,  +  argônio (Ar) 0,934 %,  +  neônio (Ne) 0,0018 %,  +  hélio (He) 0,0005 %,  +  hidrogênio (H) 0,00005 %. 

Todos esses gases formam o ar que respiramos que se comporta como um único gás.

Frações Molares

Frações molares aplicadas aos gases, é cada um dos gases que compõem a mistura. Se o gás é uma mistura de vários gases como citado acima, cada um desses gases se comporta como uma fração da mistura.


Para o cálculo das frações molares, deve-se calcular o número de mols de cada fração de gás ou n... da mistura citada acima consideramos apenas os três primeiros gases que contém maior proporção na atmosfera terrestre.


n  =  n 1 + n 2 + n 3 ... da mistura é a soma dos três gases principais da atmosfera terrestre que será igual a 100 gramas que será igualmente a três mols.











         

sábado, 11 de março de 2017

Gases II


  
Equação Geral Dos Gases


 Volume Molar Dos Gases
           
1 mol de qualquer gás tem sempre 6,02 x 1023 moléculas.

Vejamos exemplos:

1 mol de gás hidrogênio (H2)    =    2,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de gás oxigênio    (O2)    =  32,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de gás nitrogênio  (N2)    =  28,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de gás carbônico  (CO2)  =  44,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de gás carbônico  (Cl2)    =  71,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de gás acetileno   (C2H2) =  26,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de gás butano      (C4H8)  =  56,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de gás metano     (CH4)   =  16,0 g = 6,02 x 1023 moléculas.
            
O volume molar dos gases em CNTP.
             
CNTP = condições normais de temperatura e pressão.
           
CN - Pressão = 1 atm = 760 mmHg.
CN - Temperatura = 273 K = zero grau Celsius.


1 mol de qualquer gás = 22,5L em CNTP.

1 mol de gás hidrogênio (H2)     =    2,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5L.
1 mol de gás oxigênio    (O2)     =  32,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5 L.
1 mol de gás nitrogênio  (N2)     =  28,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5 L.
1 mol de gás carbônico  (CO2)  =  44,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5 L.
1 mol de gás carbônico  (Cl2)    =  71,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5 L.
1 mol de gás acetileno   (C2H2) =  26,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5 L.
1 mol de gás butano      (C4H8)  =  56,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5 L.
1 mol de gás metano     (CH4)   =  16,0 g = 6,02 x 1023 moléculas = 22,5 L.
                
Número de Mol dos Gases

Para calcularmos o número de mol dos gases podemos utilizar a expressão:
             

1) Qual é o volume de 120 gramas de SO3 (anidrido sulfúrico) em CN?


Calculamos a massa do SO3



Para calcularmos o número de mol utilizamos a fórmula:


Ou calculamos pela regra de três.



2) Qual é o número de mol e o  volume de 80 gramas de gás oxigênio (O2) em condições normais?
           

Podemos calcular o número de mol pela regra de três.
              

Calculando o volume.


Volume Molar Dos Gases
                  
Para calcularmos o volume molar dos gases podemos utilizar a seguinte expressão:


Vejamos exemplo:

3) Calcular o volume ocupado por 220 g de CO2 em CN (Condições normais).


Equação Geral dos Gases
                   
A equação geral dos gases é dada pela expressão: 
                 

4) Qual é o volume molar de um gás qualquer a 680 mmHg e 30 ºC?

Utilizamos a equação geral dos gases.




5) O gás nitrogênio (N2) é vendido no estado líquido comercialmente em embalagens de vários volumes. 40 litros desse gás foram medidos a 25 ºC e 730 mmHg de pressão. Posteriormente elevou-se a temperatura para 65 ºC e a pressão baixou para 650 mmHg. Pergunta-se: qual o volume do gás agora?

Usamos a equação geral dos gases.



Equação de Clapeyron      
                   
A equação de Clapeyron é dada pela expressão:
      

P = pressão do gás.
V = volume do gás.
n = número de mols do gás.
m = massa do gás em gramas.
M = mol do gás.
R = constante universal dos gases perfeitos.
T = temperatura do gás em Kelvin.
                
Valores Diferentes de “R”.  

"R" é uma constante utilizada nos cálculos da equação de Clapeyron.
Para a Pressão Em Atmosferas e Valores Em Litros, para um mol de qualquer gás ou qualquer pressão e temperatura.
              


Para Pressão em mmHg e Volume em Litros, para 1 mol de qualquer gás.
                  
                     
Para Pressão em mmHg e Volume em mL para 1 mol de qualquer gás.       


6) As principais fontes de gás metano (CH4) é a geológica ou de campos no subsolo e em fontes submarinas sob o leito no fundo do mar, ou sob geleiras glaciares. Com relação a esse gás, pergunta-se: qual é o volume de 180 gramas do gás metano á pressão de 1,5 atmosferas de pressão e temperatura de 27ºC? 





terça-feira, 10 de janeiro de 2017

Equilíbrio Químico




     Equilíbrio     Químico
               
Conteúdo
                       
A Definição 
Exemplos de Reações em Equilíbrio.
Reações Reversíveis e não Reversíveis
Equilíbrio Químico na Natureza e no Cotidiano
A Constante de Equilíbrio K
A Unidade da Constante de Equilíbrio e Mol       

Definição
         
O equilíbrio químico  foi estudado pelo francês Claude Louis Berthollet. Acontecem com substâncias em transformação, até que certos fatores que as influenciam permitem o seu desenvolvimento. Essas reações possuem a capacidade de transformar o reagente em produto até certa altura e depois começa a reverter os produtos em reagentes igualmente ao estado inicial de antes da reação. Por esse motivo no início não há  equilíbrio e as reações são chamadas de diretas, no final ocorre o equilíbrio entre os reagentes em transformação os produtos formados que se revertem. No equilíbrio químico a reação inicialmente é direta e depois começa a equilibrar com a reversa.


Condições Para Haver o Equilíbrio
             
O equilíbrio químico somente é atingido num sistema fechado, onde não há troca de matéria com o meio ambiente.
No equilíbrio as propriedades macroscópicas, como concentração, densidade, massa e cor, permanecem constantes.
No equilíbrio as propriedades microscópicas do sistema como, as colisões entre moléculas, a formação de complexos ativados, e as transformações de umas substâncias em outras, permanecem em evolução, pois o equilíbrio é dinâmico.

No equilíbrio as velocidades das reações direta e inversas são iguais.

Exemplos de Reações em Equilíbrio

Reação do gás nitrogênio, com gás hidrogênio para a formação da amônia. 
     

A mesma reação pode ser escrita assim. No equilíbrio há 50% de reagentes, 50% de produtos que se transforma em 50% de reagentes novamente.


A reação de carbonato de cálcio com gás carbônico e água, forma cálcio ionizado e carbonato ácido iônico.


O gás carbônico com água líquida, entra em equilíbrio formando ácido carbônico em meio aquoso. Essa condição de formação do ácido carbônico acontece também nas chuvas ácidas.

O carbonato de cálcio com ácido carbônico forma as estalactites.


O ácido acético (vinagre) se decompõe e entra em equilíbrio com hidrogênio ionizado e acetato ionizado.


O anidrido sulfúrico se decompõe e entra em equilíbrio com anidrido sulfuroso e gás oxigênio.


O tetróxido de dinitrogênio juntamente com a hidrazina é um excelente combustível propelente para foguetes, reage entrando em equilíbrio com dióxido de nitrogênio.


O sulfato de ferro com hidróxido de sódio reagem e entram em equilíbrio com o sulfato de sódio e hidróxido de ferro.



Reações Reversíveis e não Reversíveis
            
Reações não Reversíveis

As reações não reversíveis se processam num único sentido, são reações completas, na qual é consumido todo o reagente que é transformado em produto final. As reações de combustão são exemplos bem característicos.

Reação de combustão do metano.


Reação de combustão do etanol.


Reação de combustão do octano (gasolina).
                    

Reações Reversíveis - Estado de Equilíbrio
          
As reações reversíveis são processadas nos dois sentidos, ou seja; a reação direta se processa até começar a reverter e vai aumentando a transformação reversa do produto em reagente até chegar a um ponto de equilíbrio.


Equilíbrios Homogêneos
                     
Os reagentes e produtos estão na mesma fase. Observe na equação abaixo que tanto os reagentes como os produtos estão na fase gasosa. Exemplos:

O sulfito se transforma e entra em equilíbrio com o anidrido sulfuroso e gás oxigênio.


O ácido acético aquoso na reação entra em equilíbrio com hidrogênio ionizado aquoso e o acetato ionizado aquoso.



Equilíbrios Heterogêneos

Os reagentes e produtos estão em fases diferentes. 

Reação - Carbonato ácido de sódio, em equilíbrio com carbonato de sódio, gás carbônico e água.

Observe que o carbonato ácido de sódio, reagente; está na fase sólida, enquanto que os produtos, carbonato de sódio está na fase sólida, o gás carbônico está na fase gasosa e a água está na fase gasosa também.



O carbonato de cálcio sólido entra em equilíbrio com gás carbônico gasoso e óxido de cálcio sólido. 


Equilíbrio Químico na Natureza e no Cotidiano Humano

           
Equilíbrio Químico na Camada de Ozônio.

A camada de ozônio protetora da atmosfera terrestre, contra os raios ionizantes, ou seja os raios ultravioleta provindos do sol, está situada a uma altitude de 20 a 35 quilômetros da atmosfera terrestre. Nessa altitude ocorre o equilíbrio dinâmico e contínuo entre oxigênio (O2) e ozônio (O3) conforme a reação:



Equilíbrio Em Lâmpadas.


O equilíbrio químico também acontece nas lâmpadas halogenas. Geralmente são lâmpadas incandescentes com filamento de tungstênio, mergulhado num gás inerte. O interior da lâmpada é preenchido também com bromo ou iodo. A reação se dá da seguinte forma: com a alta temperatura do filamento o iodo evapora se combina com o tungstênio também na forma de vapor a mais ou menos 1400 ºC, forma iodeto de tungstênio que circula dentro da lâmpada. O iodeto de tungstênio com movimentos se aproxima novamente do filamento de tungstênio e ocorre a separação do iodo do tungstênio que volta novamente para o filamento de tungstênio da lâmpada. Assim o ciclo se repete por muito tempo até o filamento se queimar. Observe a reação:

1ª etapa

O tungstênio sólido com o aquecimento se transforma no estado gasoso.


2ª Etapa

O Tungstênio gasoso combina com o iodo forma iodeto de tungstênio.


3ª Etapa

Iodeto de tungstênio no estado gasoso entra em equilíbrio e dissocia em tungstênio sólido novamente e iodeto gasoso.


Equilíbrio Químico Na Ingestão de Remédios.

Ácido acetil salicílico.

                 
Equilíbrio Químico Na Cavernas.

Formação das Cavernas

Há dois pontos importantes a salientar. Um é a formação de uma caverna e outro é a formação das estalactites e estalagmites. 
A caverna é formada pela dissolução das rochas de calcário CaCO3. A água infiltrada no solo se combina com ácido carbônico em altas concentrações aprisionado no solo e forma o ácido carbônico que acidifica a água que se infiltra e dissolve o calcário em cálcio ionizado aquoso e carbonato ácido aquoso, na forma aquosa, migra para outro local, formando um oco, ou a caverna no subsolo.

A formação de estalactites
    
O equilíbrio químico na caverna para a formação das estalactites e estalagmites, que são constituídas de carbonato de cálcio CaCO3, acontece do seguinte modo. 
A água infiltra no solo encontra grande quantidades de gás carbônico aprisionado em altas pressões, se acidifica e passa por camadas de calcário, dissolve o calcário em cátion de cálcio ionizado bivalente Ca2+. e ânion carbonato ácido HCO31- . Consequentemente num processo reverso, a reação entra em equilíbrio químico, e o carbonato ácido de carga negativa atrai o cálcio ionizado de carga oposta, ainda em meio aquoso. E assim num processo lento de gotejamento, ocorre a liberação do gás carbônico e água que evaporam formando novamente o carbonato de cálcio sólido ou a estalactite no teto da caverna e estalagmites no piso da caverna.

Todo o processo descrito acima pode ser explicado pela seguinte equação:


 Equilíbrio Químico Nos Dentes.
               
Na boca também acontece dissociação química. A hidroxiapatita é insolúvel em água mas é solúvel em substância aquosa ácida como refrigerantes ácidos, alimentos ácidos e mesmo o açúcar provoca a acidez na boca.
           

Também pode ser representado pela equação.


Equilíbrio Químico no estômago.



Equilíbrio Químico Nas Lentes Fotossensíveis.

As lentes fotossensíveis são construídas  com cristais tetraédricos de sílica (vidro), cobre, prata e cloro. A reação se dá em 3 etapas.

              
No claro - A lente exposta á luz clara, escurece.


           
No escuro - A lente longe da exposição da luz direta, fica clara.


Equilíbrio Químico no Água Gasosa e Refrigerantes
                 
Numa garrafa de água com gás ou refrigerante fechado em condições ambiente está em equilíbrio químico, porque não ocorrem nenhuma alteração ou mudanças de fase, nem difusão de matéria ou fluxo de energia. 
No entanto ocorre a reação de equilíbrio químico entre o gás carbônico (CO2) com água   (H2O) e formação de ácido carbônico (H2CO3) que se decompõe em gás carbônico (CO2) e (H2O) novamente. 

Observe a reação.



              
Constante de Equilíbrio (K)
                  
A Constante de Equilíbrio (K) deve ser observado conforme a temperatura, pressão utilizada na reação. No entanto mesmo que varie a concentração se não variar a temperatura e pressão a constante será a mesma para vários testes feitos com o mesmo reagente. A K é dada pela expressão:


Vejamos exemplo de aplicabilidade.

A reação do gás hidrogênio com o gás iodo, produzindo o gás iodeto de hidrogênio.



Conforme a reação acima montamos a equação:



A mesma equação reversível da formação do iodeto de hidrogênio pode também ser representada assim: Numa temperatura de 25ºC o gás hidrogênio reage com o gás iodo conforme a expressão matemática abaixo com o valor da constante de equilíbrio correspondente a 5,0 . 10-2  

                      
Reações Diferentes e Valores Diferentes de (K)

Cada Tipo de Reação Possui Sua Constante de equilíbrio (K). na tabela abaixo são representadas várias reações a temperatura de 25 ºC, com a expressão matemática e o valor da constante de equilíbrio de cada uma.


A Constante de Equilíbrio e Concentração

No entanto devemos considerar que a concentração de uma substância reagente não muda o valor da constante de equilíbrio. Observe a tabela representando quatro experimentos no equilíbrio da formação do iodeto de hidrogênio. Na tabela os valores são aproximadamente idênticos.

Voltando a equação:


Tabela com os quatro experimentos.

                  
Expressando Matematicamente
            
os valores da tabela acima pode ser calculado conforme: 

A constante de equilíbrio para o experimento I.
             
                             
A constante de equilíbrio para o experimento II.


A constante de equilíbrio para o experimento III.



A constante de equilíbrio para o experimento IV.



A Unidade de Constante de Equilíbrio (K) e Mol


A Unidade da constante de equilíbrio (K) é o mol/L.  Observe a reação.

Observação: Kc = K.


A equação representativa fica:


Gás fosfogênio (COCl2), usado na 1ª guerra mundial como gás tóxico asfixiante e corrosivo,  Atualmente é usado na fabricação de polímeros de isocianato, de agrotóxicos, corantes e produtos farmacêuticos. O  Monóxido de carbono (CO) reagindo com gás cloro (Cl) a reação entra em equilíbrio químico com o fosfogênio cuja constante de equilíbrio é representado pela fórmula a seguir.

O dióxido de nitrogênio (NO2) é um gás poluente e muito tóxico, produzido na combustão dos combustíveis dos veículos automotores, nos fornos das fábricas, usinas termelétricas, fábricas de pasta de papel. Começa sua síntese a partir do monóxido de nitrogênio (NO) e os males causados são: irritação para os pulmões, causa bronquite, asma, agrava problemas de infecções, causa morte súbita em bebês, e há indícios que propicia o autismo. Agrava muitas doenças como pneumonia, enfisema pulmonar, e outros danos ao pulmão. Colocando na equação:


O dióxido de enxofre (SO2) é um gás poluente emitido por veículos automotores que queimam especialmente o diesel, industrias que queimam combustíveis orgânicos (carvão, petróleo), para o ser humano animais e plantas é prejudicial. É altamente tóxico, irritante, causa problemas para a respiração e agrava problemas cardiovasculares. Forma o ácido sulfuroso e sulfúrico na atmosfera e é causador da chuva ácida.

Questões
              
Aplicando matematicamente a constante de equilíbrio e o mol.


1 (Adaptado) O tetróxido de dinitrogênio (N2O4) é um gás poluente da atmosfera terrestre, todavia também é sinteticamente produzido a partir da oxidação catalítica da amônia para utilidade humana. Portanto, é utilizado em sínteses químicas e ainda como propelente para foguetes. Entra em equilíbrio químico conforme a equação abaixo.

Resolução




2) Sabendo que para o volume de 1 litro as concentrações de N2O4 e NO2 são respectivamente  0,74mol/L  e  0,52 mol/L, calcule o valor em gramas do produto da reação no momento em que entra em equilíbrio.

Aproveitando a reação do exercício anterior transformamos a massa do reagente e do produto de mol para gramas.


Quando na reação tiver sido gasto 68,08 g de N2O4 e Produzido 23,92 g NO2, o produto elevado ao quadrado, dividido pelo valor do reagente empregado, será o valor do momento que entra em equilíbrio:

Transformando mol para grama.

Reagente


Produto 


Utilizando a equação calcula-se o equilíbrio.



Entra em equilíbrio.


3) Conforme o aspecto quantitativo, num recipiente de 1L a 100ºC, foi utilizado 10 mols de tetróxido de dinitrogênio que produziu 4 mols de dióxido de nitrogênio. Sabendo que a proporção de produção é de 1 reagente N2O4, para dois de produto NO2 conforme a reação acima. Então 2 mols do reagente produziu 4 mols de produto quando entrou em equilíbrio, e no final haviam 8 mols de reagentes e 4 mols de produto. Pergunta-se: qual é a constante de equilíbrio da reação?

A reação que acontece em um recipiente fechado com a capacidade de um litro, a 100 ºC é mostrada a seguir. A proporção de reagentes e produtos é de 1:2.


Quantidade de mols utilizado como reagente e a que foi utilizado. Quantidade de produto, com a sobra e a quantidade de mols no equilíbrio.


A constante de equilíbrio é dada pela equação.



4) (Adaptado da Fei - SP) Dada a reação, com as substâncias nas condições de temperatura e pressão em que se encontra o sistema:


Escreva a fórmula para calcular a constante de equilíbrio dessa reação:


No sistema existem as seguintes concentrações de reagentes e produto nas seguintes proporções, 

SO3 = 0,1 mol/L, 
O2   = 1,5 mol/L 
SO2 = 1,0 mol/L

calcule a constante de equilíbrio:



Equilíbrio Químico e a Temperatura

Com o aumento da temperatura de uma reação em um sistema fechado ocorre o deslocamento do equilíbrio.

Observe a reação do tetróxido de dinitrogênio.


Tetróxido de dinitrogênio em equilíbrio em condições e temperatura ideal, 1 mol da substância em 1 L a 100ºC. Processo é endotérmico, o ΔH é positivo.



Abaixo é dada uma tabela de reações do tetróxido de dinitrogênio em várias temperaturas diferentes. Observe que em cada temperatura a constante de equilíbrio K é diferente. Portanto com a variação do ΔH positivo devido ao aquecimento, ocorre o aumento da constante de equilíbrio (K).


Abaixo são mostrados dois gráficos, de duas reações diferentes em que apresentam uma reação endotérmica e outra reação exotérmica. 


É observado nos dois gráficos acima, o primeiro mostra o tetróxido de dinitrogênio formando dióxido de nitrogênio, é a reação endotérmica. O valor da constante de equilíbrio (K) aumenta com a temperatura nesse processo. O segundo gráfico mostra o gás hidrogênio reagindo com bromo, é a reação exotérmica. O valor da constante de equilíbrio (K) diminui com a temperatura.


Bibliografia


Ser Protagonista Química, Ensino Médio  2º Ano 2015, 2017, edições SM. São Paulo 2ª ed. 2013.

Química, João Usberco, Físico Química vol. 2, P. 371.

Química, Ricardo Feltre, Físico-Química, vol.2 6ª ed.São Paulo 2004. Editora Moderna.


Química vol. 2, João Usberco, Edgard Salvador - Físico Química 13ª ed. 2014 Editora Saraiva.

Equilíbrio Químico - CCEADD PUC-Rio
web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/.../conteudo/SL_equilíbrio_quimico.pdf


Martha Reis marques da Fonseca. Química Volume 2, Meio Ambiente, Cidadania, Tecnologia. Editora FTD 1ª ed, São Paulo, 2010.

Equilíbrio Químico - proquímica
proquimica.igm.unicamp.br/introteo.htm

Química  vol. 2 Ensino Médio, Eduardo Fleury Mortimer, Andrea Horta Machado, 2ª edição São Paulo, 2014. Editora Scipione. 

Química o Homem e a Natureza, vol. 2 Físico Química, Jose Geraldo Covre, Editora FTD, São Paulo 2000.

Química Cidadã vol.2, Pequis - Projeto de Ensino se Química e Sociedade 2ª Ano. Wildson Luis Pereira Dos Santos, Gerson de Souza Mól, Siland Meiry França Dib, Roseli Takako Matsunaga, Sandra Maria de Oliveira Santos, Eliane Nilvana F. de Castro, Gentil de Souza Silva, Silvia Barbosa Farias. Editora AJS, São Paulo 2013, 2ª edição.

Química na Abordagem do Cotidiano. Francisco Miragaia Peruzzo, Eduardo Leite do Canto, Físico-Química, Vol 2, 4ª Edição, Editora Moderna, São Paulo 2010.

Química Na Abordagem Do Cotidiano - Tito e Canto Vol. 2, Editora Moderna, 2ª edição 1999 - São Paulo SP.


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