PRIMERA PART DEL TEMA: Inicis de la teoria atòmica. Lleis químiques deduïdes experimentalment.

Transcripción

1 3

2 PRIMERA PART DEL TEMA: Inicis de la teoria atòmica. Lleis químiques deduïdes experimentalment Inicis de la teoria atòmica 3.2. Lleis ponderals: - Llei de Lavoisier - Llei de Proust 3.3. Teoria atòmica de Dalton 3.4. Llei volumètrica de les reaccions químiques 3.5. Teoria d Avogadro

3 3.1. Inicis de la teoria atòmica

4 3.2. Lleis ponderals de les reaccions químiques Es van trobar experimentalment a partir de mesures de masses obtingudes amb la balança. Llei de la conservació de la massa o llei de Lavoisier En tota reacció química, la massa total de les substàncies que reaccionen és igual a la massa total de les que s han obtingut. Massa total reactius = Massa total productes ** Cal tenir en compte totes les substàncies, incloses les gasoses. (Veure exemple : llibre pàg. 8). *** Es compleix en totes les reaccions químiques però no en les reaccions nuclears. En aquestes hi ha pèrdua de massa que es transforma en energia segons l equació d Einstein: E=m c 2 Llei de les proporcions definides o llei de Proust Un compost determinat té sempre la mateixa composició, independentment del seu origen o manera de preparació. També: Quan dos elements es combinen per formar un compost determinat, ho fan en una relació de massa invariable. ** Per exemple, l aigua sempre té la mateixa proporció: un 88 8 % en massa d oxigen i un 11 2 % en massa d hidrogen, és a dir, de 100 g d aigua n hi ha 88 8 g que són d oxigen i 11 2 g són d hidrogen.

5 3.3. Teoria atòmica de Dalton A partir de les lleis ponderals, John Dalton va emetre el 1803 la seva Teoria Atòmica. Els principals postulats són: 1. Cada element químic es compon d àtoms que són partícules materials separades, indestructibles i indivisibles. A les reaccions químiques, els àtoms romanen inalterables. 2. Els àtoms d un mateix element són iguals en les seves propietats i posseeixen tots la mateixa massa. 3. Els àtoms dels diferents elements tenen diferent massa i propietats. 4. Els compostos es formen per la unió dels àtoms dels elements corresponents en una relació numèrica senzilla. 5. La reunió d àtoms d un mateix element forma una partícula mínima del compost. Totes les partícules mínimes del compost són iguals entre si i tenen la mateixa massa. Primer intent raonable de representació dels àtoms, es deu a John Dalton.

6 3.4. Llei volumètrica de les reaccions químiques Per les substàncies gasoses és més senzill mesurar el volum que la massa, per això es van fer estudis experimentals dels volums de gasos que intervenies en reaccions químiques. Llei de Gay-Lussac Els volums dels gasos que intervenen en una reacció química estan en una relació de nombres enters senzills. Els volums d hidrogen, oxigen i vapor d aigua estan en relació 2:1:2. Els volums d oxigen, nitrogen i òxid de nitrogen estan en relació 1:1:2???? Segons Dalton, en volums iguals de gasos hi havia igual nombre de partícules o àtoms i, en el cas de l aigua pensava que tenia 1 àtom d hidrogen i 1 d oxigen, per tant la relació hauria de ser 1:1:1????

7 3.5. Teoria atomicomolecular. Principi d Avogadro Principi d Avogadro Volums iguals de tots els gasos, mesurats en les mateixes condicions de pressió i temperatura, contenen el mateix nombre de molècules. Avogadro va introduir el concepte de molècula. Va deduir que molts elements gasosos estan formats per molècules diatòmiques, com és el cas de l hidrogen, l oxigen o el nitrogen. Va donar explicació a les experiències de Gay-Lussac. Temps després es va acceptar la seva Teoria atomicomolecular. Amedeo Avogadro ( ) va ser professor de física a la universitat de Torí. La seva teoria atomicomolecular segueix vigent, però ell no la va arribar a veure reconeguda.

8 SEGONA PART DEL TEMA: Àtoms, elements químics, ions i molècules 3.6. Àtoms 3.7. Elements químics. Nombre atòmic (Z) 3.8. Isòtops. Nombre màssic (A) 3.9. Ions Molècules Substàncies moleculars i iòniques Fórmula empírica i fórmula molecular

9 3.6. Constitució dels àtoms Un àtom és constituït per un nucli, que ocupa la part central de l àtom, format per protons i neutrons i per un embolcall d electrons. Càrrega elèctrica Massa Protons (p+) 1,6 x C 1,672 x Kg Neutrons (n) 0 1,674 x Kg Electrons (e - ) -1,6 x C 9,11 x Kg Estructura bàsica de l àtom. - Com que l àtom és neutre, tindrà igual nombre d electrons a l embolcall que de protons al nucli. - Comparant les masses de les partícules: la del protó i del neutró són gairebé iguals mentre que la massa de l electró és unes 1836 vegades menor. Per tant, la major part de la massa de l àtom es concentra al seu nucli. -Comparant volums: el diàmetre de l àtom és entre m, el diàmetre del nucli és entre m, per tant el volum del nucli és molt, molt, molt petit. (Per fer-nos una idea, tindria la mateixa proporció que si el nucli tingués 1 cm de diàmetre i el diàmetre de l àtom fos de cm= 1 km!!!!)

10 3.7. Nombre atòmic (Z). Elements químics Nombre atòmic (Z): Nombre de protons que posseeix el nucli d un àtom. Element químic: Substància pura que està formada per àtoms que tenen el mateix nombre atòmic. El nombre atòmic és que caracteritza cada element químic. (Veure l a la Taula Periòdica). Recordar: en un àtom neutre el nombre d electrons és igual que el de protons, per tant també serà el nombre Z. Lingots d alumini (Al) Punt de fusió: 660 C. Densitat: 2,7 g/cm3. Color: gris. Tots els àtoms d alumini tenen 13 protons en el nucli. El nombre atòmic de l alumini és Z = 13. Tubs de coure (Cu) Punt de fusió: C. Densitat a 20 C: 8,95 g/cm3. Color: rogenc. Tots els àtoms de coure tenen 29 protons en el nucli. El nombre atòmic del coure és Z = 29. * Veure abundància relativa dels elements. (No cal fer-ne un apartat del tema).

11 3.8. Isòtops. Nombre màssic (A). Nombre màssic (A): Nombre de protons més el de neutrons del nucli d un àtom. Recordar: els protons i neutrons són les partícules amb major massa, per tant són els que contribueixen gairebé del tot en la massa de l àtom. La massa que aporten els electrons és gairebé insignificant. Isòtops: Àtoms d un mateix element que tenen diferent nombre màssic, és a dir, tenen diferent nombre de neutrons. Nom de l isòtop: element-a Símbol de l isòtop: A Z X Es pot calcular les partícules del nucli d un isòtop: * Nombre de protons: Z * Nombre de neutrons: A Z (totes les partícules del nucli menys els protons seran els neutrons) A més dels isòtops naturals, s obtenen isòtops artificials en els acceleradors de partícules.

12 3.9. Ions Ió: Àtom o grup d àtoms amb càrrega elèctrica, ja que s han perdut o guanyat electrons. Exemples: Na +, SO 4 2-, NO 3 -, NH 4 +, Zn 2+, F -, PO 4 3-, S 2-, Al 3+, Pb 4+,... Catió: Ió amb càrrega elèctrica positiva, ja que ha perdut electrons. Anió: Ió amb càrrega elèctrica negativa, ja que ha guanyat electrons. En el cas d ions monoatòmics: - Els àtoms de metalls tenen tendència a perdre electrons i formar cations. -Els àtoms de no metalls tenen tendència a guanyar electrons i formar anions. Es pot calcular el nombre d electrons d un ió monoatòmic: al nombre d electrons inicial de l àtom neutre que és Z, cal sumar el nombre de càrrega si aquesta és negativa (ja que té electrons de més) o bé restar-la si és positiva (ja que té electrons de menys). John Dalton ( ) Fundador de la teoria atòmica

13 3.10. Molècules Molècula: agrupació d un nombre concret i determinat d àtoms units amb enllaços covalents. Poden ser molècules d elements (els àtoms seran tots iguals, d aquell element) Model molecular del difluor: F 2 Model molecular del dibrom: Br 2 Model molecular del diiode: I 2 O poden ser molècules de compostos (hi haurà àtoms de diversos elements diferents). Model molecular del metà: CH 4 Model molecular de l etanol: C 2 H 5 OH

14 3.11. Substàncies moleculars i substàncies iònics Substància molecular Substància constituïda per molècules. Substància iònica Substància constituïda per ions negatius i positius, formant un conjunt elèctricament neutre. Model de la molècula de propà. Cada molècula està formada per tres àtoms de carboni i vuit àtoms d hidrogen. Cristall de clorur de sodi, per cada ió clorur, Cl -, hi ha un ió sodi, Na +.

15 3.12. Fórmula empírica i fórmula molecular Fórmula molecular La fórmula molecular indica els àtoms que formen una molècula de la substància. S utilitza per substàncies moleculars. S estableix escrivint, l un al costat de l altre, els símbols dels elements amb subíndexs que indiquen quants àtoms de cada element formen la molècula esmentada. Fórmula empírica La fórmula empírica indica quins àtoms i en quina proporció formen una substància. És la fórmula més simplificada possible. S utilitza normalment per substàncies iòniques i les que formen xarxes cristal lines. No és tan habitual utilitzar-la en substàncies moleculars. Fórmula molecular Fórmula empírica Peròxid d'hidrogen H 2 O 2 HO Etanol C 2 H 6 O C 2 H 6 O Età C 2 H 6 CH 3

16 TERCERA PART DEL TEMA: Massa atòmica i molecular Massa: - Dels àtoms - Isotòpica - Atòmica relativa d un element - Molecular relativa

17 3.13. Massa dels àtoms o massa atòmica a) Unitat de massa atòmica. Les masses dels àtoms es comparen amb la massa d un àtom, el qual anomenarem àtom patró. La unitat de massa atòmica (u.m.a., o simplement u) és la dotzena part de la massa d un àtom de carboni-12. Així la massa d un àtom de carboni-12 és exactament 12 u.

18 3.13. Massa dels àtoms o massa atòmica b) Massa isotòpica o massa atòmica relativa d un isòtop: Quocient entre la massa d un àtom d un isòtop determinat i la dotzena part de la massa d un àtom de carboni-12, és a dir en u. c) Massa atòmica relativa d un element (pes atòmic) (A r ): Es defineix la massa atòmica relativa d un element com el quocient entre la massa mitjana d un àtom de l element i la dotzena part de la massa d un àtom de carboni-12, és a dir en u. Per calcular-la cal fer la mitjana ponderada de les masses dels isòtops de l element tenint en compte la seva abundància. És la que apareix a la Taula Periòdica. Exemple: L element coure, de nombre atòmic 29, està format per la mescla de dos isòtops. Calcula la massa atòmica relativa del coure tenint en compte les dades de la taula següent: A r (Cu) = 62'93 69' '93 30' A r (Cu) = 63'54 u

19 3.14 Massa molecular relativa (pes molecular) Massa molecular relativa (M r ): Es defineix la massa molecular relativa com el quocient entre la massa d una molècula i la dotzena part de la massa d un àtom de carboni-12, és a dir en u. Es calcula sumant les masses atòmiques de tots els àtoms de la molècula. Exemple: La massa molecular del metà, CH 4, serà igual a la suma d una vegada la massa atòmica del carboni i quatre vegades la massa atòmica de l hidrogen: x 1 = 16. M r (CH 4 )=16 u El mateix concepte s exporta a les substàncies iòniques i les que fan xarxes, tot i que es continua dient-se massa molecular és la Massa fórmula, ja que correspon a la massa dels àtoms de la fórmula. Exemple: Pel clorur de sodi, NaCl,es calcula: M r (NaCl)= M r (NaCl)=58 5 u

20 QUARTA PART DEL TEMA: El mol Concepte de mol Massa molar Càlculs en mols

21 3.15 Concepte de mol El mol és una de les unitats fonamentals del SI, és la UNITAT DE QUANTITAT DE SUBSTÀNCIA i el seu símbol és n. a) Mol i nombre de partícules (àtoms, molècules, ions o partícules en general): El mol és la quantitat de substància que conté 6, partícules de la substància. Exemples: 1 mol d àtoms de ferro (Fe) = 6, àtoms de ferro (Fe) 1 mol de molècules d aigua (H 2 O) = 6, molècules d aigua (H 2 O) 1 mol d ions sodi (Na + ) = 6, ions sodi (Na + ) 1 mol d electrons (e - ) = 6, electrons (e - ) Aquest nombre de partícules és el nombre o constant d Avogadro (N A ): Constant d Avogadro (N A ) 1 mol = 6, partícules partícules!!!! Les partícules (àtoms, molècules,..) són petitíssimes, per tenir quantitats de substància que siguin apreciables hem d agafar un nombre enorme de partícules, com les que hi ha en un mol.

22 3.15 Concepte de mol b) Mol i massa (en grams): Massa molar. I per què aquest número (6, ) i no un altre? Agafant com a exemple l àtom de referència: sabem que la massa d un àtom de carboni-12 és de 12 uma o u, doncs resulta que la massa de 6, àtoms de carboni-12 és de 12 g. Aquesta proporcionalitat es pot extendre a qualsevol substància i, per tant, 1 g sempre equivaldrà a 6, u. La massa d un mol de qualsevol substància és numèricament igual a la massa de les seves partícules expressada en grams. Aquesta es coneix com a massa molar (M) i té unitats g/mol. MÓN MICROSCÒPIC MÓN MACROSCÒPIC [A r (Fe)=55 8] 1 àtom de ferro (Fe) = 55 8 u 1 mol de ferro (Fe) = 55 8 g de ferro (Fe) [M(Fe)=55 8 g/mol] [M r (H 2 O)=18] 1 molècula d aigua (H 2 O) = 18 u 1 mol d aigua (H 2 O) = 18 g d aigua(h 2 O) [M(H 2 O)=18 g/mol] Massa molar (M): Massa d un mol d àtoms, de molècules, d'ions, etc., expressada en grams. Unitat: g/mol. c) Definició de mol. Massa atòmica/molecular en u = Massa molar en grams El mol és la quantitat de substància d un sistema que conté tantes entitats elementals com àtoms hi ha en 0,012 kg de carboni-12.

23 3.16 Càlculs en mols El concepte de mol ens permet relacionar-lo amb el nombre de partícules i amb la massa en grams: 1 mol = 6, partícules 1 mol = Massa molar Nombre de partícules Mols Massa (en grams) Un mol d àtoms de magnesi té una massa de 24,3 g i conté 6, àtoms. Un mol d àtoms d estany té una massa de 118,7 g i conté 6, àtoms.

24 3.16 Càlculs en mols Per fer els càlculs d un concepte a l altre (entre nombre de partícules, mols i massa en grams), expressarem les equivalències com a factors de conversió. Exemple 1.- Quantes molècules de metà hi ha en 30 mols d aquest compost? 30 mols CH 6' molècules 4 x = 1' molècules CH 4 1 mol Exemple 2.- Quina és la massa de 2 5 mols d àcid sulfúric? M(H 2 SO 4 )=98 g/mol 98 g H 2 SO 4 2'5 mols H 2 SO 4 x = 245 g H 2 SO 4 1 mol H 2 SO 4 Exemple 3.- Quina és la massa de àtoms de zinc? 1 mol Zn 65'4 g Zn M(Zn)=65'4 g/mol àtoms Zn x 6' x = àtoms Zn 1 mol Zn 1086'38 g Zn Exemple 4.- Calcula la massa, en grams, d una molècula de sacarosa (C 12 H 22 O 11 ). M(C 12 H 22 O 11 )=342 g/mol 1 mol C 12 H 22 O g C 12 H 22 O 11 1 molècula C 5' H 22 O 11 x x = g C 6' H 22 O 11 molècules C 12 H 22 O 11 1 mol C 12 H 22 O 11 ** Veure també els exemples 1, 2, 3, 4, 5, 8 i 9 de les pàgines del llibre

25 3.16 Càlculs en mols * Si d una substància ens donen la densitat, aquesta relaciona la massa i el volum de la substància, i l expressarem com un factor de conversió més: Exemple 5.- L etanol és un líquid de densitat 0 79 g/cm 3. Quantes molècules d etanol hi ha en una ampolla de 250 cm 3 o ml? M(C 2 H 5 OH)=46 g/mol 0'79 g C 2 H 5 OH 1 mol C 2 H 5 OH 6' molècules C 2 H 5 OH 250 ml o cm 3 C 2 H 5 OH x x x = 2' molècules C 1 cm 3 2 H 5 OH C 2 H 5 OH 46 g C 2 H 5 OH 1 mol C 2 H 5 OH ** Si se ns demana el nombre d àtoms d un element que hi ha en un compost molecular, caldrà afegir un factor que expressi la seva fórmula molecular: Exemple 6.- Quants àtoms d hidrogen hi ha en 75 g de butà? M(C 4 H 10 )=58 g/mol 75 g C 4 H 10 x 1 mol C 4 H 10 6' molècules C 4 H àtoms d'h x x 58 g C 4 H 10 1 mol C 4 H 10 1 molècula C 4 H 10 = 7' àtoms d'h

26 3.16 Càlculs en mols *** En el cas de compostos iònics, és incorrecte utilitzar el concepte de molècula. Aleshores l equivalència és entre mols de compost i mols d ions segons la seva fórmula empírica: Exemple 7.- Quants ions clorur hi ha en 125 g de fluorita o fluorur de calci? I quants ions calci hi ha? Fluorur de calci: CaF 2 Ca F - M(CaF 2 )=78'1 g/mol 1 mol CaF 2 2 mols d'ions F - 6' ions F g CaF 2 x x x = 1' ions F - 78'1 g CaF 2 1 mol CaF 2 1 mol ions F - 1 mol CaF 2 1 mol d'ions Ca 2+ 6' ions Ca g CaF 2 x x x = 9' ions Ca 2+ 78'1 g CaF 2 1 mol CaF 2 1 mol ions Ca 2+ FER ELS EXERCICIS: del 26 al 60 (excepte el 44, 51 i 52) pàg llibre