2. La física i la química són ciències experimentals que estudien la matèria La matèria és tot allò que té massa i ocupa un volum La física estudia els canvis que experimenta la matèria sense que s’alteri la seva naturalesa La química estudia la composició de la matèria i els canvis quan s’altera la naturalesa. 0. Conceptes fonamentals

3. 1. Propietats i classificació de la matèria

4. matèria mescles homogènies heterogènies Substància pura substància simple ( o element) compost es poden descomposar en substàncies simples per processos químics Els components d’una mescla es poden separar per processos físics : filtració, decantació, sedimentació,destil·lació, extracció...

5. substàncies pures: -composicio fixa -propietats carcaterístiques (p.f, p.eb, densitat...) element compost -no es poden descompondre en substàncies més senzilles -ordenats a la taula periòdica - es poden descompndre en substàncies més senzilles (processos químics) -es representen per fórmules químiques

6. S XVIII, es tenia coneixement de processos en els quals la matèria guanyava o perdia massa. (combustió, calcinació) Llei de conservació de la massa ( o de Lavoisier) Lavoisier, a partir dels resultats obtinguts en la seva recerca en les reaccions químiques establir La llei de conservció de la massa en les RQ Reacció química En una reacció química la massa dels reactius és la mateixa que la dels productes ( la matèria no es crea ni es destrueix, es transforma) 2. Evolució històrica de les lleis ponderals:

7. Exemple: S + Fe FeS

8. Llei de les proporcions definides ( o llei de Proust) Sempre que dos elements o més es combinen per formar un mateix compost, ho fan en una proporció de masses constant

9. Llei de les proporcions múltiples( o llei de Dalton) Quan dos elements es combinen per formar més d’un compost, les quantitats d’un dels elements que es combinen amb una quantitat fixa de l’altre guarden entre sí una relació de nombres enters senzills

10. Llei dels volums de combinació.(Llei de Gay-Lusssac) Els volums dels gasos que intervenen en una reacció química (mesurats en les mateixes condicions de P i T),estan en una relació de nombres enters senzills .

11. John Dalton, anglès, publicà entre 1808 i 1810 una teoria que intentava explicar totes les lleis de les Rx químiques descobertes fins el moment. Hipòtesis de la teoria atòmica de Dalton 1.La matèria està formada per àtoms indivisibles i inalterables. 2.Les substàncies compostes estan formades per àtoms compostos (que avui anomenem molècules). 3.Tots els àtoms d’una substància són idèntics i, per tant, tenen la mateixa massa i les mateixes propietats. 4.Els àtoms de substàncies diferents tenen masses diferents i també les altres propietats. 5. Quan es produeix una RQ, els àtoms, com són inalterables, ni es creen ni es destrueixen, tan sols s’agrupen d’una altra manera. 3. Teoria atòmica de Dalton

12. Aquesta interpretació, a més, posa de manifest la llei de conservació de la massa i la relació en què es combinen les seves masses. És a dir, la teoria de Dalton dóna una explicació a les dues lleis experimentals més importants de les reaccions químiques, la llei de Lavoisier i la llei de Proust Malgrat els avenços de la teoria, ara sabem que algunes de les seves hipòtesi no eren correctes. A més, Dalton tenia algunes concepcions de la matèria que no li van permetre trobar explicacions satisfactòries a alguns fenòmens. a. Dalton suposava que els gasos estaven formats per àtoms en contacte, no admetia l’existència del buit entre els àtoms, i estaven en repòs. Això implicava que el volum dels gasos depenia de la grandària dels àtoms o molècules. Aquesta creença tenia sèries dificultats per explicar la compressió i/o expansió dels gasos.

13. b. La regla de la màxima simplicitat sempre que dos elements es combinen per a donar un únic compost aquesta serà sempre la més simple. Si hi ha la possibilitat que donin més d’un compost, llavors les combinacions possibles seran la binària i la ternària. Aquesta segona idea feia que Dalton imagines molècules que no eren correctes. L’estudi dels gasos, per part de Gay-Lussac va posar de manifest alguns d’aquests errors. Això ho podem veure en la reacció de formació de l’aigua: Dalton ho imaginava així: H + O -> HO Gay-Lussac trobà experimentalment que

14. El volum que ocupa un gas depèn fonamentalment de la distància entre les molècules i no de la grandària d’elles, que és irrellevant pel que fa al volum ocupat per el gas. Hipòesti d’Avogadro (1811) En les mateixes condicions de pressió i temperatura, els volums iguals de gasos diferents tenen el mateix nombre de molècules Això implica que si, en les mateixes condicions de pressió i temperatura, un gas té el doble de volum que un altre el primer tindrà el doble de molècules que el segon. Això és el que passa en la reacció de formació de l’aigua : Això no és possible! 4. Hipòtesi d’Avogadro

15. Avogadro soluciona el problema introduint el concepte de molècula, el que dur a diferenciar entre molècula i àtom, encara que es tractés de substàncies simples. Així és dóna cabuda a molècules del tipus Cl 2 , H 2 , O 2 . Interpretació d’Avogadro de la formació de l’aigua a partir d’hidrogen i oxigen. D’aquesta manera, es satisfan la Llei de la conservació de la massa i la llei dels volums de combinació de Gay-Lussac. La hipòtesi d’Avogadro també explica el per què tots els gasos es dilaten de la mateixa manera (Llei de Gay-Lussac de la dilatació de gasos).

16. Segons Dalton Actualment sabem Hidrogen H H 2 Oxigen O O 2 Clor Cl Cl 2 Aigua HO H 2 O Amoníac NH NH 3 Òxid (N) NO NO Òxid (N) NO 2 NO 2

17. Dalton proposà el concepte de massa atòmica relativa: Massa atòmica relativa : número de vegades que la massa d’un àtom d’un element és més gran que la massa (no té unitats) Per fer-ho és suficient donar un valor arbitrari a la massa de l’àtom d’hidrogen, el més fàcil és la unitat, i utilitzar la Llei de Proust de les proporcions constant a la qual la teoria atòmica de Dalton justifica. Per exemple: • Segons Dalton la reacció d’obtenció del clorur d’hidrogen seria: H + Cl = HCl 5.Masssa atòmica relativa

18. • Segons la regla de màxima simplicitat de el nombre d’àtoms d’hidrogen ha de ser igual al nombre d’àtoms de clor: N Cl = N H . • Les masses de clor i hidrogen que reaccionarien vindrien donades per: - massa de clor = nombre d’àtoms de clor x la massa d’un àtom de clor. - Massa d’hidrogen = nombre d’àtoms hidrog. x massa d’un àtom d’H. La relació entre les masses seria: D’aquest resultat podem concloure dos coses: a .Dalton justifica la Llei de Proust. b . Si coneixem la relació entre les masses de dos substàncies simples amb què reaccionen per a donar un determinat compost, podem saber la massa relativa de les dos substàncies que reaccionen. Això és així sempre que sigui vàlida la regla de màxima simplicitat.

19. Problema 1: a)Si la massa relativa del clor és A r (Cl)= 35,5, què significa aquest número?. b.)Quantes vegades més gran serà la massa de 10 àtoms de clor que 10 àtoms d’hidrogen?. c)Quantes vegades més gran serà la massa de 1000 àtoms de clor que 1000 àtoms d’hidrogen?. d)Quantes vegades més gran serà la massa de 10 6 àtoms de clor que 10 6 àtoms d’hidrogen?. e.)Quantes vegades més gran serà la massa de N A àtoms de clor que N A àtoms d’hidrogen?.

20. Tenim com unitat arbitrària per mesurar les masses del àtoms la “Unitat Atòmica de Massa”. A més, sabem que la relació d’aquesta unitat amb la unitat internacional de massa és: 1 u = 1,66x10 -27 kg= 1,66x10 -24 g. Si volem controlar les masses de les diverses substàncies que intervenen en una reacció química és impossible fer-ho a nivell de molècules, és a dir, en un laboratori normal amb una balança és impossible mesurar la massa d’una molècula. Però, podria ser molt útil utilitzar un número molt gran de partícules , molècules en aquest cas, de manera que la seva massa fos de l’ordre dels grams. És a dir, una massa fàcilment mesurable en un laboratori qualsevol. Aquesta és una gran idea, però cal posar-nos d’acord en quin ha de ser aquest enorme número de molècules. 6.El mol

21. Exemple 1 : Si la massa d’un àtom d’hidrogen és 1 u quina quantitat d’àtoms hem de tenir per aconseguir que la seva massa sigui de 1 g? . És un càlcul que no és difícil ja que sabem la relació entre u i els grams. La massa d’un àtom d’hidrogen = 1 u = 1,66·10 -24 g

22. Exemple 2 : Sabem que la massa atòmica relativa del clor és A r (Cl)=35,5. quants àtoms de clor hem de tenir per aconseguir una massa de 35,5 gram de clor?. Per fer-ho, cal repetir exactament el que hem fet amb l’hidrogen: La massa d’un àtom de clor és = 35,5 u = 35,5 · 1,66·10 -24 g torna a donar N A =6,022·10 23 àtoms de clor

23. Exemple 3 : El mateix podem fer amb molècules , per exemple les de la reacció anterior: La massa d’una molècula d’hidrogen, H 2 , = 2 u = 2 x 1,66·10 -24 g d’hidrogen N A = 6,022·10 23 molècules d’hidrogen, H 2 Exemple 4 : realitza els càlculs en el cas de l’amoníac, NH 3

24. En tots els casos ens trobem que sempre necessitem el mateix nombre de molècules o àtoms per a tenir una massa en grams numèricament igual a la massa de la molècula o àtom expressada en u. Això ens permet fer una doble interpretació de la reacció de formació del clorur d’hidrogen H 2 + Cl 2 -> 2 HCl - una molècula d’hidrogen, H 2 , reacciona amb una molècula de clor, Cl 2 , per donar dos molècules de clorur d’hidrogen, HCl. - N A molècules d’hidrogen reaccionen amb N A molècules de clor per donar 2xN A molècules de clorur d’hidrogen.

25. Mol : és la quantitat de matèria que conté el nombre d’Avogadro de partícules ( ja siguin molècules, àtoms, ions) Per tant: - En un mol d’hidrogen, H, hi ha 6,022x10 23 àtoms d’hidrogen i la seva massa és de 1 gram. - En un mol de molècules d’hidrogen, H 2 , hi ha 6,022x10 23 molècules d’hidrogen i la seva massa és de 2 grams. - En un mol de carboni, C, hi ha 6,022x10 23 àtoms carboni i la seva massa és de 12 grams. - En un mol de molècules d’oxigen, O 2 , hi ha 6,022x10 23 molècules d’oxigen i la seva massa és de 32 grams. - En un mol de metà, CH 4 , hi ha 6,022x10 23 molècules de metà i tenen una massa 16 grams.

26. Així, podem interpretar les reaccions químiques en termes de mols, i realitzar càlculs de les masses dels reactius i productes Resum: Ara podem fer les següents interpretacions d’una reacció química, totes elles vàlides: 1. 1 molècula de H 2 + 1 molècula de Cl 2 -> 2 molècules de clorur d’hidrogen. 2. 1 mol de H 2 + 1 mol de Cl 2 -> 2 mols de clorur d’hidrogen. 3. 2,0 g H 2 + 71,0 g Cl 2 -> 2 x 36,5 g HCl

27. Fórmula empírica :representa la proporció més simple en la que estan presents els àtoms que formen el compost químic. Per exemple pel benzé, la formula empírica seria CH, això ens indica que estan en proporció 1:1 Fórmula molecular : indica el número d’àtoms de cada tipus presents a la molècula. En alguns casos la fòrmula empírica i la fórmula molecular poden coincidir. Si agafem el mateix exemple que abans, la seva fòrmula molecular serà: 7. La fórmula de les substàncies:

28. composició centesimal : ens indica el % en massa de cada element en el compost Si tenim un compost de fórmula: A x B y Exemple : indica la composició centesimal de l’òxid de magnesi Solució: Mg= 60%; O=40%

29. Gasos ideals : considerem que són aquells gasos que compleixen: -les partícules xoquen entre si elàsticament (no hi ha interacció entre elles) -el volum de les partícules és negligible enfront al volum total del gas. Qualsevol gas real a baixa pressió el podem considerar un gas ideal 8. Lleis dels gasos

30. Unitats: Pressió:atm, mmHg o Pa 1 atm= 760 mmHg=101325 Pa Volum: litres ( en SI és el ) Temperatura: K=ºC+273

31. Llei de Boyle-Mariotte Quan un gas experimenta transformacions a temperatura constant (isotèrmiques), el producte de la pressió que exerceix pel volum que ocupa es manté constant. Per tant, podem escriure:

32. Exemple 1: Tenim hidrogen gas a 18 ºC, a una pressió de 1,5 atm ocupa un volum de 3l, quin serà el volum si la pressió disminueix fins a 0,8 atm? El volum d’un gas a 18ºC i pressió 1500mmHg és de 1000 litres. Quin serà el volum del gas a P= 1 atm? Exemple 2: Si a temperatura constant reduïm el volum d’un gas a una tercera part de l’original, quina serà la pressió final d’aquest gas? Exemple 3:

33. Llei de Gay Lussac Quan un gas experimenta transformacions a volum constant (isòcors), el quocient entre la pressió que exerceix i la temperatura és constant Quan augmenta la temperatura, les molècules del gas es mouen més ràpidament,augmenta el nombre de xocs amb les parets ( rígides) i per tant augmenta la pressió.

34. Exemple 1: Cert volum d’un gas a una pressió de 970 mmHg es troba a una temperatura de 25ºC.A quina temperatura ha d’estar per tal que la pressió sigui de 760 mmHg? Calcula a quina temperatura s’ha d’escalfar un gas tancat en un recipient a una temperatura de 30C i 2 atm de pressió perquè se’n dupliqui la pressió. Exemple 2:

35. Llei de Charles Quan un gas experimenta transformacions a pressió constant (isòbar), el quocient entre el volum i la temperatura és constant A pressió constant, quan augmenta la temperatura, també ho fa el volum

36. Un recipient que pot variar de volum conté 12 litres d’un gas a 3,2 ·10 5 Pa i 43 C. Quin volum assolirà si augmentem la temperatura fins a 185C mantenint la pressió constant? Exemple 1:

37. Llei general dels gasos ideals: La mateixa quantitat d’un gas ideal (que es comporta idealment) i passa d’un estat 1 a un estat 2, la realció entre les variables que el caracteritzen comlpeix:

38. Equació d’estat dels gasos ideals: Mirar hipòtesi d’Avogadro Combinant les lleis dels gasos, arribem a: P·V=n·R·T Nombre de mols R=0,082 (atm·l/k·mol) Condicions normals (CN): P=1 atm i 273 K (0ºC) Un mol d’un gas mesurat en condicions normals sempre ocupa un volum de 22,4 litres

39. Tenint en compte que n=m/M, podem obtenir:

40. Exemple 1: Quin és el volum que ocupen 16 g de gas età (C 2 H 6 ) a 0,9 atm i 18ºC? A quina pressió cal sotmetre el gas oxigen mantingut a 25ºC, perquè tingui una densitat d’1,5 g/l? Exemple 2

41. Pressions parcials.Llei de Dalton La pressió total d’una mescla de gasos, és la suma de les pressions parcials de tots els gasos que formen la mescla En aquest cas:

42. Aplicant l’equació d’estat dels gasos: Pel nombre de mols totals que hi ha en la mescla, obtenim Pel nombre de mols que hi ha d’un component en la mescla, obtenim: Dividint una equació entre l’altra: Pel nombre de mols totals que hi ha en la mescla, obtenim Fracció molar Proporció de partícules d’un component en la mescla

43. Per tant, podem escriure que la pressió parcial de cada component, és el producte d la pressió total pre la fracció molar del respectiu component.

44. En una dissolució, podem expressar la quantitat de solut present de diferents formes. En grams/litre Exemple : Es disolen 10 g de clorir de sodi NaCl, fins a obtenir 600 ml de solució. Quina és la concentració en g/l de la solució obtinguda? 9.Dissolucions.Expressió de les concentracions

45. % en massa ens indica els grams de solut dissolts en 100 grams de solució Exemple : es dissolen 30 g de nitrat de sodi NaNO 3 en 120 g d’aigua destil·lada. Calcula el tant per cent de solut en la solució obtinguda

46. molaritat ens indica el nombre de mols de solut per cada litre de solució Exemple : es dissolen 117 grams de clorur de sodi NaCl fins a obtenir 500 ml de solució. Quina serà la molaritat d’aquesta?

47. Fracció molar Indica el nombre de partícules respecte al total Exemple :es dissolen 60 grams d’hidròxid sòdic NaOH en 500 g d’aigua. Quina és la fracció molar del solut? Important: la suma de les fraccions molars de tots els components ha de ser 1