Resumo de fórmulas

Quantidade de matéria

n = m / M

n

quantidade de matéria, em mol

m

massa da amostra, em g

M

massa molar, em g/mol

Número de entidades

N = n · N_A

N

número de átomos, moléculas ou íons

N_A

constante de Avogadro, cerca de 6,02 × 10²³ mol⁻¹

Volume molar de gás

V = n · V_m

V

volume do gás, em L

V_m

volume molar: 22,4 L/mol nas CNTP (0 °C e 1 atm)

Com a referência atual da IUPAC (0 °C e 1 bar) o volume molar é 22,7 L/mol. Use o valor que o enunciado der.

Rendimento

rendimento (%) = (quantidade obtida / quantidade teórica) × 100

quantidade teórica

o que a reação daria com 100% de aproveitamento, pela proporção estequiométrica

Pureza

pureza (%) = (massa da substância pura / massa da amostra) × 100

massa da amostra

massa total do material, com as impurezas

Só a parte pura reage: multiplique a massa da amostra pela pureza antes de entrar na proporção.

Equação de Clapeyron

p · V = n · R · T

p

pressão, em atm

V

volume, em L

T

temperatura absoluta, em K

R

constante dos gases: 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹ (ou 8,31 J·mol⁻¹·K⁻¹)

As unidades de p e V precisam combinar com as de R.

Equação geral dos gases

p₁ · V₁ / T₁ = p₂ · V₂ / T₂

1 e 2

estados inicial e final da mesma quantidade de gás

Isotérmica (T constante), isobárica (p constante) e isocórica (V constante) são casos particulares.

Escala Kelvin

T = t + 273

T

temperatura em K

t

temperatura em °C (o valor exato é 273,15)

Pressão parcial (Dalton)

p_A = x_A · p_total

x_A

fração em quantidade de matéria do gás A: n(A) / n(total)

p_total

pressão da mistura, soma das pressões parciais

Densidade de um gás

d = p · M / (R · T)

d

densidade, em g/L

M

massa molar do gás, em g/mol

Concentração comum

C = m₁ / V

m₁

massa de soluto, em g

V

volume da solução, em L

C

concentração, em g/L

Concentração em quantidade de matéria

[X] = n₁ / V

n₁

quantidade de matéria de soluto, em mol

[X]

concentração, em mol/L

Relação entre as concentrações

C = [X] · M₁

M₁

massa molar do soluto, em g/mol

Título em massa

τ = m₁ / m

m

massa da solução: soluto mais solvente

τ

título, sem unidade; vezes 100 dá a porcentagem em massa

Partes por milhão

ppm = (m₁ / m) × 10⁶

ppm

partes de soluto em um milhão de partes de solução, na mesma unidade

Concentração a partir do título e da densidade

C = 1000 · d · τ

d

densidade da solução, em g/mL

C

concentração, em g/L

Diluição

C₁ · V₁ = C₂ · V₂

1 e 2

antes e depois de acrescentar solvente; a quantidade de soluto não muda

Vale igualmente com a concentração em mol/L.

Mistura de soluções do mesmo soluto

C_f · V_f = C₁ · V₁ + C₂ · V₂

V_f

volume final, soma dos volumes misturados

Variação de entalpia

ΔH = H_produtos − H_reagentes

ΔH < 0

reação exotérmica: libera calor

ΔH > 0

reação endotérmica: absorve calor

Pelas entalpias de formação

ΔH = ΣΔH_f(produtos) − ΣΔH_f(reagentes)

ΔH_f

entalpia de formação, multiplicada pelo coeficiente da equação

Substância simples no estado padrão e na forma mais estável tem entalpia de formação zero.

Pelas energias de ligação

ΔH = ΣE(ligações rompidas) − ΣE(ligações formadas)

E

energia de ligação, em kJ/mol; romper absorve, formar libera

Lei de Hess

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ...

etapas

equações intermediárias que, somadas, dão a equação pedida

Inverter a equação troca o sinal de ΔH; multiplicar a equação multiplica ΔH pelo mesmo fator.

Calorimetria

Q = m · c · ΔT

Q

calor trocado, em cal ou J

c

calor específico: água, 1 cal/(g·°C), cerca de 4,18 J/(g·°C)

ΔT

variação de temperatura, em °C ou K

Velocidade média

v = |Δ[X]| / Δt

Δ[X]

variação da concentração de X, em mol/L

Δt

intervalo de tempo

A velocidade média da reação é a velocidade de cada participante dividida pelo seu coeficiente.

Lei de velocidade

v = k · [A]^a · [B]^b

k

constante de velocidade, depende da temperatura

a e b

ordens em relação a A e a B, determinadas experimentalmente

Só na reação elementar as ordens coincidem com os coeficientes da equação. A ordem global é a soma a + b.

Constante de equilíbrio em concentração

K_c = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b)

[ ]

concentração no equilíbrio, em mol/L

Sólidos e líquidos puros não entram na expressão.

Constante em pressão parcial

K_p = K_c · (R · T)^Δn

Δn

quantidade de matéria gasosa dos produtos menos a dos reagentes

Produto iônico da água

K_w = [H⁺] · [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴

a 25 °C

o valor muda com a temperatura

pH

pH = −log[H⁺]

[H⁺]

concentração de íons hidrogênio, em mol/L

pH < 7

meio ácido, a 25 °C; acima de 7, básico

pOH e a relação com o pH

pOH = −log[OH⁻] e pH + pOH = 14

14

vale a 25 °C, porque Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴

Constante de ionização de ácido

K_a = [H⁺] · [A⁻] / [HA]

HA

ácido fraco não ionizado; quanto maior Ka, mais forte o ácido

Lei da diluição de Ostwald

K_a ≈ α² · [HA]_inicial

α

grau de ionização; a aproximação vale para α pequeno (ácido fraco)

Diferença de potencial da pilha

ΔE° = E°_red(cátodo) − E°_red(ânodo)

E°_red

potencial padrão de redução, em V

ΔE° > 0

pilha espontânea

No cátodo ocorre redução; no ânodo, oxidação. Multiplicar a semirreação não muda o potencial.

Carga elétrica

Q = i · t

Q

carga, em C

i

corrente, em A

t

tempo, em s

Constante de Faraday

Q = n(e⁻) · F

n(e⁻)

quantidade de matéria de elétrons, em mol

F

cerca de 96 500 C por mol de elétrons

Massa depositada na eletrólise

m = M · i · t / (k · F)

M

massa molar do elemento, em g/mol

k

número de elétrons por íon na semirreação (Cu²⁺ tem k = 2)

Meia-vida

m = m₀ / 2^x, com x = t / P

m₀

massa (ou número de átomos, ou atividade) inicial

P

meia-vida, tempo para cair à metade

x

número de meias-vidas no tempo t

Emissão alfa

AZX→42α + A−4Z−2Y

α

partícula alfa, núcleo de hélio: A diminui 4 e Z diminui 2

Emissão beta

AZX→0−1β + AZ+1Y

β

partícula beta, elétron emitido pelo núcleo: A não muda e Z aumenta 1