Química: Físico-Química para Medicina

Cartões · 53

Número de mols (n)

Quantidade de matéria expressa pela razão entre a massa da amostra e a massa molar da substância. Fórmula: n = m / M.

Constante de Avogadro

Indica o número de entidades elementares (átomos, moléculas, íons) presentes em 1 mol de qualquer substância: 6,02 x 10^23 entidades/mol.

Volume molar nas CNTP

Volume ocupado por 1 mol de qualquer gás ideal a 0 °C (273 K) e 1 atm. Valor: V = 22,4 L/mol.

Equação de Clapeyron (gás ideal)

Relaciona pressão, volume, temperatura e quantidade de matéria de um gás ideal. Fórmula: P * V = n * R * T.

Massa molecular e Massa molar

Massa molecular é a soma das massas atômicas em u; massa molar é a massa em gramas de 1 mol de partículas (unidade: g/mol).

Pureza de reagentes

Fração mássica da substância pura em relação à massa total da amostra. Fórmula: %Pureza = (massa pura / massa total) * 100.

Rendimento da reação

Eficiência real de uma reação comparada ao máximo teórico. Fórmula: %Rendimento = (quantidade obtida / quantidade teórica) * 100.

Reagente limitante e em excesso

Limitante é o reagente consumido primeiro que dita a quantidade máxima de produto; excesso é o reagente que sobra após o término da reação.

Fórmula mínima (empírica)

Menor proporção em números inteiros entre os átomos dos elementos que formam a substância, obtida dividindo-se o número de mols pelo menor valor.

Fórmula molecular

Indica a quantidade exata de cada átomo na molécula. Relação: Fórmula Molecular = (Fórmula Mínima) * n, onde n = M_molecular / M_mínima.

Concentração comum (C)

Razão entre a massa do soluto (em gramas) e o volume total da solução (em litros). Fórmula: C = m1 / V (g/L).

Concentração em quantidade de matéria (Molaridade)

Razão entre o número de mols de soluto e o volume da solução em litros. Fórmula: M = n1 / V = m1 / (M1 * V) (mol/L).

Título em massa (T) e porcentagem mássica (% m/m)

Fração da massa do soluto sobre a massa total da solução. Fórmula: T = m1 / m_total; % = T * 100.

Partes por milhão (ppm)

Expressa concentrações extremamente diluídas, indicando 1 parte de soluto em 1 milhão de partes de solução (ex.: 1 mg/kg ou 1 mg/L em água).

Relação fundamental das concentrações

Equação que inter-relaciona concentração comum, densidade, título e molaridade. Fórmula: C = 1000 * d * T = M * M1.

Diluição de soluções

Adição de solvente mantendo a quantidade de soluto constante, diminuindo a concentração. Fórmula: C_inicial * V_inicial = C_final * V_final.

Mistura de soluções com mesmo soluto

A massa ou quantidade de soluto final é a soma das parcelas individuais. Fórmula: C1 * V1 + C2 * V2 = C_final * V_final.

Densidade de uma solução

Massa total da solução dividida pelo volume total ocupado pela solução. Fórmula: d = m_total / V_total.

Fração molar (X)

Razão entre os mols de um componente e os mols totais da mistura. Fórmula: X1 = n1 / n_total, tal que a soma de todas as frações molares é 1.

Constante de equilíbrio em concentração (Kc)

Para aA + bB <=> cC + dD, mede o estado de equilíbrio usando concentrações molares. Fórmula: Kc = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b).

Constante de equilíbrio em pressões parciais (Kp)

Calculada apenas com participantes gasosos usando suas pressões parciais. Fórmula: Kp = (P_C^c * P_D^d) / (P_A^a * P_B^b).

Relação entre Kp e Kc

Converte a constante em pressão parcial para concentração molar. Fórmula: Kp = Kc * (R * T)^(delta_n), onde delta_n = mols gasosos produtos - reagentes.

Quociente de reação (Q)

Tem a mesma forma de Kc, mas calculado fora do equilíbrio. Se Q < Kc, a reação avança para os produtos; se Q > Kc, retrocede para os reagentes.

Princípio de Le Chatelier: Efeito da concentração

Adicionar uma substância desloca o equilíbrio para o lado oposto a ela; remover uma substância desloca o equilíbrio para o seu próprio lado.

Princípio de Le Chatelier: Efeito da pressão

Aumento da pressão externa desloca o equilíbrio para o lado com menor volume de gás (menor soma de coeficientes estequiométricos gasosos).

Princípio de Le Chatelier: Efeito da temperatura

Aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico (absorção de calor); diminuição favorece o sentido exotérmico (liberação de calor).

Constante de produto de solubilidade (Kps)

Equilíbrio de dissolução de sais pouco solúveis. Para AxBy(s) <=> xA^(y+) + yB^(x-), Kps = [A^(y+)]^x * [B^(x-)]^y.

Efeito do íon comum na solubilidade

A presença de um íon previamente dissolvido na solução reduz a solubilidade do sal pouco solúvel devido ao deslocamento do equilíbrio para a esquerda.

Grau de ionização ou dissociação (alfa)

Fração de moléculas que efetivamente se dissociaram em íons. Fórmula: alfa = número de mols ionizados / número de mols dissolvidos.

Lei da diluição de Ostwald

Relaciona a constante de acidez/basicidade com alfa e molaridade. Para eletrólitos fracos (alfa < 5%): Ka = M * (alfa)^2.

Produto iônico da água (Kw)

Equilíbrio de autoionização da água: 2 H2O <=> H3O+ + OH-. A 25 °C, Kw = [H+] * [OH-] = 1,0 x 10^-14.

Definição matemática de pH

Potencial hidrogeniônico, mede o nível de acidez da solução aquosa. Fórmula: pH = -log[H+] ou [H+] = 10^(-pH).

Definição matemática de pOH

Potencial hidroxilionífico, mede o nível de basicidade da solução aquosa. Fórmula: pOH = -log[OH-] ou [OH-] = 10^(-pOH).

Relação entre pH e pOH a 25 °C

Decorre da autoionização da água submetida ao operador logarítmico: pH + pOH = 14 (a 25 °C).

Constante de ionização de ácido fraco (Ka)

Mede a força de um ácido fraco HA <=> H+ + A-. Fórmula: Ka = ([H+] * [A-]) / [HA]. Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido.

Cálculo de [H+] para ácido fraco monoprótico

Aproximação quando a ionização é baixa: [H+] = raiz_quadrada(Ka * M_ácido), onde M é a concentração molar inicial.

pKa e pKb

Escalas logarítmicas de força ácida e básica. Fórmulas: pKa = -log(Ka) e pKb = -log(Kb). Quanto menor o pKa, mais forte é o ácido.

Hidrólise de sal de ácido forte e base fraca

O cátion reage com a água consumindo OH- e gerando excesso de H+, resultando em pH < 7 (ex.: NH4Cl).

Hidrólise de sal de ácido fraco e base forte

O ânion reage com a água consumindo H+ e gerando excesso de OH-, resultando em pH > 7 (ex.: CH3COONa).

Solução Tampão (definição)

Mistura que resiste a variações bruscas de pH ao receber pequenas adições de ácido forte ou base forte (ex.: ácido fraco e seu sal conjugado).

Equação de Henderson-Hasselbalch

Determina o pH de uma solução tampão ácida. Fórmula: pH = pKa + log([sal] / [ácido]).

Número de oxidação (NOX)

Carga aparente ou real de um átomo decorrente da diferença de eletronegatividade em ligações químicas. Substâncias simples têm NOX = 0.

Oxidação e Agente Redutor

Oxidação é o processo de perda de elétrons (aumento do NOX). O agente redutor é a espécie química que sofre oxidação e provoca a redução.

Redução e Agente Oxidante

Redução é o processo de ganho de elétrons (diminuição do NOX). O agente oxidante é a espécie química que sofre redução e provoca a oxidação.

Potencial padrão de eletrodo (E°)

Tendência de uma espécie em se reduzir sob condições padrão (1 atm, 25 °C, 1 mol/L). Referência: eletrodo de hidrogênio (E° = 0,00 V).

Força eletromotriz de uma pilha (delta E°)

Diferença de potencial gerada espontaneamente pela reação redox. Fórmula: delta E° = E°_redução(cátodo) - E°_redução(ânodo) > 0.

Ânodo e Cátodo em pilhas

Ânodo (polo negativo): local onde ocorre a oxidação (perda de massa). Cátodo (polo positivo): local onde ocorre a redução (depósito de metal).

Função da ponte salina

Fecha o circuito elétrico e mantém a neutralidade elétrica das semicélulas, permitindo a migração de ânions para o ânodo e cátions para o cátodo.

Primeira Lei de Faraday (Eletrólise)

A massa de substância liberada ou depositada no eletrodo é proporcional à carga elétrica. Fórmula: m = (M * Q) / (n * F) = (M * i * t) / (n * F).

Carga elétrica e Constante de Faraday

Carga em coulombs: Q = i * t (onde i é corrente em amperes e t tempo em segundos). Constante de Faraday: 1 F ≈ 96.500 C/mol de elétrons.

Eletrólise Ígnea vs Eletrólise Aquosa

Ígnea: ocorre com o composto iônico fundido (sem água). Aquosa: há competição de descarga entre os íons do soluto e os íons H+ e OH- da água.

Prioridade de descarga na eletrólise aquosa (cátions)

Metais nobres (Cu2+, Ag+) e metais comuns descarregam com mais facilidade que H+; cátions da família 1A, 2A e Al3+ perdem para o H+.

Proteção catódica (metal de sacrifício)

Uso de um metal com menor potencial de redução (maior tendência de oxidação) para oxidar no lugar da estrutura metálica a ser protegida (ex.: Zn sobre Fe).