Arxiu de categories Química

Teoria redox

Instruccions abans de començar

1. Introducció

Inicialment, s’anomenava oxidació a la reacció d’una substància amb l’oxigen i reducció a la pèrdua d’oxigen. Més endavant, es va generalitzar el concepte per a reaccions en les quals no intervenia l’oxigen i es va anomenar oxidació a la pèrdua d’electrons i reducció al guany d’electrons d’una substància.

Els compostos que oxiden a altres substàncies es redueixen i els que les redueixen s’oxiden. Els primers són agents oxidants i els segons reductors. Tot i que les reaccions d’oxidació s’associen a la formació d’òxids, hi ha més espècies químiques que poden fer d’oxidants.

En una reacció d’oxidació-reducció (redox) canvia el nombre d’oxidació d’algunes de les espècies químiques involucrades. És, per tant, una reacció amb transferència d’electrons.

1.1 Nombre d’oxidació i valència:

1.1.1 Nombre d’oxidació:

L’estat o nombre d’oxidació d’un àtom és la càrrega hipotètica que tindria si tots els enllaços que forma fossin totalment iònics. Determina el grau d’oxidació o de pèrdua d’electrons d’un àtom. Pot ser positiu, negatiu o zero, però no és la càrrega real de l’àtom, sinó una manera d’entendre la nomenclatura inorgànica i algunes reaccions químiques.

A nomenclatura orgànica es representa amb un nombre romà que es col·loca després de l’element entre parèntesis.

(El nombre d’oxidació o estat d’oxidació d’un element és la propietat d’un àtom en un compost que mesura el grau de control que té sobre els electrons seus comparat amb els d’aquest element en estat pur. Representa la càrrega que tindria un àtom si tots els enllaços que té amb la resta d’àtoms del compost fossin plenament iònics – no hi ha enllaços plenament iònics, tot i que alguns ho són molt. Per tant, no és la càrrega real d’un àtom. La causa són els petits desplaçaments que fan els electrons en funció de la diferència d’electronegativitat dels àtoms que formen el compost. Varia segons l’escala d’electronegativitat usada per a calcular-la.)

El descrivim amb un valor numèric amb signe que indica el canvi del nombre d’electrons controlats. Per exemple, que el nombre d’oxidació de l’oxigen sigui -2 vol dir que ha guanyat el control de dos electrons addicionals. El nombre d’oxidació s’empra tant en la nomenclatura orgànica com en la inorgànica.

1.1.2 València:

La valència d’un element representa la capacitat de combinació que té quan forma compostos químics o molècules amb altres àtoms. La determina el nombre d’àtoms d’hidrogen (o d’enllaços simples) amb els quals es pot combinar l’element. Per exemple, en el metà la valència del carboni és quatre, en l’amoníac la valència del nitrogen és tres i en l’aigua la valència de l’oxigen és dos. En el \[PCl_5\], la del fòsfor és cinc i la del clorur 1.

En les substàncies iòniques la valència és la càrrega iònica mentre que en els covalents indica el nombre d’enllaços formats (CO2: valència C és 4, valència O és 2).

1.2 Parell redox i semireaccions:

1.2.1 Parell redox:

A l’agent reductor i l’agent oxidant d’una reacció d’oxidació-reducció se l’anomena parell redox. Com més forta sigui la forma oxidant, més feble serà la reductora i a l’inrevés.

\[
\displaystyle{
\begin{matrix}
Fe^{+3} + 1e^{-} &⇌& Fe^{+2 }\\
\text{Agent oxidant} &⇌& \text{Agent reductor} \\
\text{(Es redueix)} &⇌& \text{(S’oxida)}
\end{matrix}
}
\]

La taula de potencials estàndard de reducció (25ºC, 1 atm) és un arranjament dels potencials estàndard de reducció de parells redox relatius a un elèctrode d’hidrogen.

L’elèctrode estàndard d’hidrogen és la base de l’escala termodinàmica dels potencials d’oxidació-reducció. Té un potencial absolut de \[4,44 \pm 0,02 V\] a 25 °C, però li assignem el valor zero a qualsevol temperatura quan el comparem amb el potencial d’altres reaccions per tal d’obtenir la taula de potencials estàndard de reducció.

El potencial de reducció (Eº, volts) és una mesura de la capacitat reductora d’un element o compost.

(Segons la IUPAC, és el valor de la força electromotriu d’una cel·la en la qual l’hidrogen molecular (\[H_2\]) a pressió estàndard s’oxida a ions solvatats (\[H_3O^+\]) a l’elèctrode de l’esquerra. Si el dissolvent és l’aigua, a la solvatació l’anomenen hidratació. La solvatació és el fenomen que es produeix en una dissolució que consisteix en l’atracció de les molècules de dissolvents i els ions/molècules de solut).

1.2.2 Semireaccions

A cadascuna de les reaccions d’oxidació i de reducció d’una reacció redox global en una cel·la galvànica o electrolítica se l’anomena semireacció. Les semireaccions d’una reacció redox es determinen observant els canvis del nombre d’oxidació de les substàncies involucrades en la reacció.

\[
H^{+1}N^{ \color {red} {+5}} O_3^{-2} + H^{+1}I^{\color {red}{-1}} → N^{\color {red}{+2}}O^{-2} + I_2^{\color {red}{0}} + H_2^{+1} O^{-2}
\]

La semireacció d’oxidació es produeix sempre a l’ànode i la de reducció al càtode. No obstant això, en les cel·les galvàniques l’ànode és negatiu i el càtode positiu i en les electrolítiques l’ànode és positiu i el càtode negatiu. Les usem per a fer els balanços de matèria i elèctrics d’una reacció.

\[Zn^{0} – 2e^{-} \rightarrow Zn^{+2} \enspace \text{E⁰=0,76 v}
\\
Cu^{+2} + 2e^{-} \rightarrow Cu^{0} \enspace \, \text{E⁰=0,34 v}
\\
\text{——————————————}
\\
Zn^{0} + Cu^{+2} \rightarrow Zn^{+2} + Cu^{0} \enspace \text{E⁰=1,10 v}
\]

Una reacció espontània (E0>0) produeix un potencial a la cel·la E0 (cel·la)= E⁰ (càtode) – E0 (ànode). E0 (ànode) i E0 (càtode) són els valors de taula de potencials estàndard de reducció per a cada semireacció. Si la reacció és espontània, l’energia lliure de Gibbs ha de ser negativa: \[\Delta G_{cel·la}=-n \cdot F \cdot E⁰_{cel·la}.\]

2. Ajust reaccions redox. Mètode ió-electró

El balanç d’equacions redox es fa primer fent l’ajust màssic de cada semireacció i després l’electrònic. Per a ajustar els hidrògens i oxígens de la semireacció: a) si es produeix en medi àcid, afegirem al terme deficitari en oxígens tantes molècules d’aigua com deficiència d’oxígens tingui i els ions H+ que calguin a l’altra, b) si es produeix en medi bàsic, afegirem el doble d’OH al deficitari en oxigen i les mateixes molècules d’aigua a l’altra:

2.1. En medi àcid

\[
\displaystyle{
1. \text{Esbrinem quines són les espècies químiques en els quals varia el nombre d’oxidació:}
\\[0.5cm]
K_2^{+1}(Cr_2^{\color {red} {+6}} O^{-2}_7) + Fe^{\color {red} {+2}}(S^{+6}O^{-2}_4) + H^{+1}_2(S^{+6}O^{-2}_4) \rightarrow Cr^{\color {red} {+3}}_2 (S^{+6}O^{-2}_4)_3 + Fe^{\color {red} {+3}}_2 (S^{+6}O^{-2}_4)_3
\\[0.5cm]
2. \text{Escrivim les semireaccions:}
\\[0.5cm]
(Cr_2^{\color {red} {+6}} O^{-2}_7) \rightarrow Cr^{\color {red} {+3}}
\\[0.5cm]
Fe^{ \color {red} {+2}} \rightarrow Fe^{\color {red} {+3}}
\\[0.5cm]
3. \text{Fem el balanç màsic de cada semireacció. :}
\\[0.5cm]
(Cr_2^{\color {red} {+6}} O^{-2}_7) + 14 H^+ \rightarrow 2 Cr^{\color {red} {+3 }} + 7 H_2 O
\\[0.5cm]
\text{(escriurem els grups químics, els gasos i els precipitats sencers i no tan sols els elements}
\\
\text{d’aquests que s’oxiden o es redueixen.)}
\\[0.5cm]
\text{( Després d’ajustar els àtoms de crom hi afegim set molècules d’aigua per a ajustar l’oxigen}
\\[0.5cm]
\text{i } 14H^+\text{ per a ajustar els ions hidrogen).}
\\[0.5cm]
Fe^{ \color {red} {+2 }} \rightarrow Fe^{\color {red} {+3 }}
\\[0.5cm]
\text{( No cal ajustar els àtoms de ferro ).}
\\[0.5cm]
4. \text{Fem el balanç electrònic:}
\\[0.5cm]
(Cr_2 O_7)^{-2}+ 14H^{+} + \color {red} {6e^{-}} \rightarrow 2 Cr^{+3 } + 7 H_2 O
\\
\color {red} {+12} \rightarrow \color {red}{+6}
\\[0.5cm]
Fe^{+2 } -\color {red} {1e^{-}}\rightarrow Fe^{+3 }
\\
\color {red} {+2} \rightarrow \color {red}{+3}
\\[0.5cm]
\text{Multipliquem la semireacció del ferro per sis per a igualar els electrons que es produeixen i els que es }
\\
\text{consumeixen i escrivim la reacció iònica global:}
\\[0.5cm]
(Cr_2 O_7)^{-2} + 14H^{+} + 6e^{-}\rightarrow 2 Cr^{+3 } + 7 H_2 O \\
6 Fe^{+2 } -6e^{-} \rightarrow 6Fe^{+3 }
\\
\text{_________________________________________________}
\\(Cr_2 O_7)^{-2} + 14H^{+} + 6 Fe^{+2 } \rightarrow 2 Cr^{+3 } + 7 H_2 O +6Fe^{+3 }
\\[0.5cm]
6.\text{Escrivim la reacció molecular global:}
\\[0.5cm]
K_2 \color {red}{(Cr_2 O_7)}+ \color {red} {6 Fe}(SO_4) + \color {red} {7H_2}(SO_4) \rightarrow \color {red} {Cr_2}(SO_4)_3 + \color {red} {7H_2 O} + \color {red} {3Fe_2}(SO_4)_3 + K_2( SO_4 )
\\[0.5cm]
\text{(El potassi no intervé en les semireaccions, tanmateix, també és part de la reacció global ).}
\\[0.5cm]
}
\]

2.2. En medi bàsic

\[
\displaystyle{
K(MnO_4) + NH_3(g) → K(NO_3) + MnO_2 \downarrow + K(OH)
\\[0.5cm]
\text{Per a fer l’ajust en medi bàsic seguirem el mateix procediment que abans:}
\\[0.5cm]
1. K^{+1} Mn^{\color {red}{+7}}O_4 ^{-2} + N^{\color {red}{+3}}H_3 ^{-1} → K^{+1} N^{\color {red}{+5}} O_3^{-2} + Mn^{\color {red}{+4}}O_2^{-2} \downarrow + K^{+1} O^{-2} H^{+1}
\\[0.5cm]
2.
\\[0.5cm]
( MnO_4 )^{ – } \rightarrow MnO_2 \downarrow
\\[0.5cm]
NH_3( g ) \rightarrow ( NO_3 )^{ – }
\\[0.5cm]
3.
\\[0.5cm]
( MnO_4 )^{-} + {\color {red}{2H_2O}}\rightarrow MnO_2 \downarrow + {\color {red}{4OH^{-}}} \enspace(a)
\\[0.5cm]
NH_3( g ) + {\color {red}{9OH^{-}}} \rightarrow ( NO_3 )^{ – } + {\color {red}{6H_2 O}} \enspace(b)
\\[0.5cm]
\text{a. Per a ajustar l’oxigen, en el membre que n’hi hagi en excés hi afegim les molècules}
\\
\text{d’aigua que continguin el mateix nombre d’àtoms. A continuació, afegim el doble } d’OH^{-}
\\
\text{que molècules d’aigua en el membre que tingui defecte d’oxígen.}
\\[0.5cm]
\text{b. Si cal ajustar els hidrogen, on n’hi hagi defecte i afegim tantes molècules d’aigua }
\\
\text{com àtoms hi manquin. Afegim a l’altra banda el mateix nombre } d’OH^{-}.
\\[0.5cm]
\text{En el cas de la semireacció de l’amoníac, l’ajustament dels hidrògens s’afegirà al }
\\\text{dels oxigens.}
\\[0.5cm]
4.
\\[0.5cm]
( MnO_4 )^{ – } + {2H_2 O}^0 + {\color {red}3e^-}\rightarrow MnO_2^0 \downarrow + {4OH^{- }}
\\[0.5cm]
NH_3^0( g ) + {9OH^{-}} – {\color {red}8e^{-}}\rightarrow ( NO_3 )^{ – } + {6H_2 O}^0
\\[0.5cm]
5.
\\[0.5cm]
{\color {red} 8} \cdot ( MnO_4 )^{ – } + {2H_2 O}^0 + {\color {red}3e^{-}}\rightarrow MnO_2^0 \downarrow + 4OH^{- }
\\[0.5cm]
{\color {red} 3} \cdot NH_3^0( g ) + {9OH^{-}} – {\color {red}8e^{-}}\rightarrow ( NO_3 )^{ – } + {6H_2 O}^0
\\[0.5cm]
\text{_________________________________________________}
\\[0.5cm]
8( MnO_4 )^{ – } + 3NH_3( g ) \rightarrow 8MnO_2 \downarrow + 3( NO_3 )^{ – } + 2H_2 O + 5OH^{-}
\\[0.5cm]
6
\\[0.5cm]
8K( MnO_4 ) + 3NH_3( g ) \rightarrow 8MnO_2 \downarrow +
3K( NO_3 ) + {2H_2 O} + 5KOH_3 ) + {2H_2 O} + 5KOH
}
\]

3. Cel·les galvàniques o voltaiques (piles) i electrolítiques

3.1 Piles

ELECTROQUÍMICA, PILA, CEL·LA GALVÀNICA,

És un dispositiu en el qual dues barres de metall (elèctrodes) que estan en contacte mitjançant un electròlit en cada cel·la generen una diferència de potencial a causa de les reaccions que es produeixen en la superfície del metall.

En un dels elèctrodes el metall es dissol (fins que la càrrega és prou elevada per evitar més ionitzacions) i es genera una diferència de potencial entre la barra de metall i la dissolució (potencial de la semicel·la). Aquest elèctrode, en el qual es produeix l’oxidació, és l’ànode, i té càrrega negativa a causa de la fugida d’electrons per la barra.

En l’altre elèctrode, els ions de la dissolució electrolítica agafen aquests electrons i s’hi dipositen. Per tant, la barra tindrà càrrega positiva. Aquest elèctrode, en el qual es produeix la reducció, és el càtode.

Ambdós elèctrodes es connecten amb una dissolució iònica (pont salí) amb els extrems tapats amb cotó fluix o amb una membrana porosa per tal de permetre la mobilitat dels ions sense que passin a les dissolucions.

La reacció global en una pila és una reacció espontània, és a dir, que no li cal energia externa perquè es produeixi.

Exemple:

\[
\displaystyle{
Zn^{0}(s) – 2e^{-} \rightarrow Zn^{+2} \text{(oxidació-ànode)} \\
Cu^{+2} + 2e^{-} \rightarrow Cu^{0} \text{(reducció-càtode)}\\
\text{________________________________________} \\
Zn^{0}(s)+ Cu^{+2} \rightarrow Zn^{+2} + Cu^{0}\text{(reacció global)}
}
\]

La nomenclatura estàndard per aquesta una pila és:

\[Zn^0(s)/Zn^{+2}(M) || Cu^{+2}(M)/Cu^0\]

Una pila pot ser primària si no és reversible o secundària si es pot recarregar (reversible) amb corrent. Si l’electròlit és una pasta, diem que és una pila seca.

3.2 Electrolítiques

CEL·LA ELECTROLÍTICA

Una cel·la electrolítica és una cel·la en la qual es produeix el fenomen de l’electròlisi. L’electròlisi és la producció forçada (no espontània) d’una reacció química fent passar un corrent a través d’un electròlit (líquid format per ions positius i negatius que deixa passar l’electricitat).

El corrent elèctric genera sobre els elèctrodes les reaccions d’oxidació i reducció. El voltatge mínim necessari perquè es produeixi la descomposició és anomenat potencial de descomposició. Els cations van al càtode (-) i els anions a l’ànode (+). Ara, a diferència de les piles, l’ànode és positiu perquè està connectat al terminal positiu de la bateria i el càtode és negatiu.

3.2.1 Electròlisi de l’aigua

\[
\begin{matrix}
2H_2 O(l) &-& 4e^{-} & \rightarrow & O_2 ( g) +4 H^{+} (aq) \hspace{2cm}E^0\text{=-1,229v( Oxidació-Ànode )} \\
4H^{ + } &+& 4e^{ – } & \rightarrow & \enspace2H_2 ( g ) \hspace{3.2cm} E^0\text{=0v ( Reducció-Càtode )}
\end{matrix}
\\
\text{_________________________________________________________________________}
\\
2H_2 O \rightarrow O_2 (g) + 2H_2 ( g ) \hspace{5.4cm}E⁰\text{( cel·la)=-1,229V}
\]
ELECTRÒLISI AIGUA

És el procés de separació de l’aigua en gas oxigen i gas hidrogen mitjançant electròlisi. Com que l’aigua pura no té prou ions lliures per a conduir el corrent, s’acidifica amb sulfúric per tal d’augmentar la concentració d’ions hidrogen H+.

L’àcid sulfúric no es consumeix, i el volum d’hidrogen produït és el doble que el d’oxigen. S’ha d’aplicar una diferència de potencial mínima d’1,229 V perquè es produeixi la descomposició de l’aigua.

El gas d’hidrogen va al càtode (-) i el gas d’oxigen (+) a l’ànode.

3.2.2 Lleis de Faraday

Les dues lleis de Faraday de l’electròlisi són:

1. La massa d’un element que es diposita en un elèctrode és directament proporcional a la càrrega elèctrica que hi circula.

2. Per a fer circular 1 mol d’electrons calen 96 500 C (constant de Faraday):

Exemple:

Una cel·la electrolítica que conté una sal d’argent es connecta en sèrie amb una altra que en conté una de ferro. Si hi circula un corrent de 5 A durant cinc minuts, calculeu la massa dipositada de cada element.

(Una de les aplicacions més importants de l’electròlisi és la fabricació de peces amb recobriments metàl·lics.)

\[
\displaystyle{
\small{
1. \text{Escrivim les semireaccions de reducció per a cada element}
\\[0.5cm]
Ag(aq) + 1e^{- } \rightarrow Ag^0 ( s )
\\[0.5cm]
Fe^{+3} (aq) + 3e^{-} \rightarrow Fe^0 ( s )
\\[0.5cm]
2. \text{Calculem la càrrega elèctrica que circula per a cada cel·la en cinc minuts:}
\\[0.5cm]
Q= I \cdot t= 5 A \cdot ({5 min} \cdot {\frac{60 s} {1 min }})=1 500 C
\\[0.5cm]
3. \text{Per tant, la massa dipositada de cada element és:}
\\[0.5cm]
m_{Ag}=1 500C \cdot {\frac{\text{1 mol } e^{-}}{ 96500C }} \cdot {\frac{107,87g Ag} { \text {1 mol } e^{-}}}=0,0155g
\\[0.5cm]
m_{Fe}=1 500C \cdot {\frac{\text{1 mol }e^{-}} { 96500C }}\cdot {\frac{\text{1 mol Fe }} { \text{3 mol } e^{-} }}\cdot {\frac{55,85g Fe}{\text{1 mol Fe}}}=0,289g
}
}
\]
  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.


Equilibri de les reaccions de precipitació

Instruccions abans de començar

1. Definicions

Solut: substància que es dissol en un dissolvent formant una dissolució.

Dissolvent: substància que dissol altres substàncies formant una dissolució.

Dissolució: Mescla o barreja homogènia d’un component que en dissol un altre. Al component majoritari de la mescla l’anomenem dissolvent i al minoritari solut. El dissolvent més habitual és l’aigua.

En dissoldre’s un solut, se separen les parts de les quals està format. Sol haver-hi solvatació (interacció entre les molècules del solut i del dissolvent).

Dissolució saturada: dissolució que té la màxima quantitat possible de solut (substància que es dissol en un dissolvent formant una dissolució) dissolta a una temperatura determinada. En una dissolució saturada, la substància no dissolta (precipitat) està en equilibri amb la dissolta. Per tant, la velocitat amb la qual les partícules dissoltes formen el precipitat és la mateixa que la de les partícules que es dissolen.

Dissolució insaturada: dissolució que té menys quantitat de solut que la que s’ha de menester per tal d’arribar a l’equilibri anterior.

Dissolució sobresaturada: dissolució que té més quantitat de solut que la que cal per tal d’arribar a l’equilibri anterior. Les solucions sobresaturades també es poden formar refredant molt lentament una dissolució saturada.

Aquestes dissolucions són metaestables i, en conseqüència, quan s’hi afegeix un nucli cristal·lí cristal·litza l’excés de solut — metaestabilitat: condició d’un sistema l’estabilitat del qual es pot alterar fàcilment, de tal manera que una petita pertorbació farà que passi a un estat amb menys energia.

(Vegeu l’entrada Mescles i Barreges per a saber-ne més)

Solubilitat: Proporció de solut que es dissol en un dissolvent per a formar una solució saturada. La solubilitat d’un sòlid en un líquid augmenta amb la temperatura, però la d’un gas minva.

Depèn de la temperatura, de la pressió, de la subdivisió del solut i de la naturalesa del solut i del dissolvent, però, per als sòlids, l’efecte de la pressió és molt petit.

En augmentar la temperatura, la solubilitat augmenta si la dissolució és endotèrmica (el cas més habitual), tanmateix, disminueix si és exotèrmica.

Constant del producte de solubilitat (Kps): és el producte de les concentracions dels ions d’un compost en una dissolució saturada. Representa la constant d’equilibri de la dissolució de sals poc solubles.

\[
\displaystyle{
A_x B_y(s) ⇌ x A^{+y} + y B^{-x}
\\[0.5cm]
K_e=\frac{ [A^{+y}]^x \cdot[B^{-x}]^{y } }{AB(s) }
}
\]

Com que la concentració d’un sòlid no dissolt és u,

\[ K_{ps}=[A^{+y}]^x [B^{-x}]^y\]

Producte iònic (Q): és el producte de les concentracions dels ions d’un compost en una dissolució saturada.

Si el producte iònic (Q) és més gran que el producte de solubilitat (Kps), hi ha precipitació (dissolució sobresaturada). Si és més petit, la dissolució és insaturada. Si Q=Kps, la dissolució és saturada (dissolució tèrbola, a punt de precipitar).

(Vegeu l’entrada Equilibri químic per a saber-ne més)

2. Càlcul de la solubilitat:

Quan la dissolució està saturada, encara no ha començat a precipitar i la concentració dels ions és la solubilitat (s) del compost. Per tant,

\[\displaystyle{
\begin{matrix}
AB & ⇌ & x A^{+y}+ & + & y B^{-x} \\ M & ⇌ & 0 & + & 0 \\ M-s& ⇌ & x.s & + & y.s
\end{matrix}
\\[0.5cm]
K_{ps}=[A^{+y}]^x [B^{-x}]^y=[xs]^x [ys]^y
}
\]

Exemple:

\[
\displaystyle{
\begin{matrix}
& Mg (OH)_2(l) & ⇌ & Mg^{++}_{(l)} & + & 2 (OH)^{-I}_{(1)} \\
\text{Concentracions inicials} & M & & 0 & & 0 \\
\text{Concentracions en equilibri} & M-s & &s & & 2s \\
\end{matrix}
}
\]

Per tant,

\[
\displaystyle{
K_{ps}=[Mg^{++}_{(l)}] [OH^-]^2=s.(2s)^2=4s^3→s=\sqrt[3] {\frac{K_{ps}} {4}}
}
\]

Tenint en compte la relació dels elements del compost, el producte de solubilitat és:

\[
A_x B_y ⇌ [ A^{+y} ]^x [ B^{-x} ]^y=(xs)^x \cdot (ys)^y
\\[0.5cm]
AB \,(x=1,y=1) \rightarrow K_s=[ A^{+} ] [ B^{-} ]=s^2 \rightarrow s=\sqrt{ K_{ps}}
\\[0.5cm]
A_2 B \,(x=2,y=1) \rightarrow K_s=[ A^{+} ]^2 [ B^{-2} ]=4s³ \rightarrow s=\sqrt [3]{ K_{ps} \div 4 }
\\[0.5cm]
A B_2 \, (x=1, y=2) \rightarrow K_s=[ A^{++} ] [ B^{-} ]²=4s^3 \rightarrow s=\sqrt[3]{ K_{ps} \div 4}
\\[0.5cm]
A_3 B \, (x=3, y=1)\rightarrow K_s=[ A^{+} ]³[ B^{-3} ]=27s^4 \rightarrow s=\sqrt[4] {K_{ps}\div 27}
\\[0.5cm]
A B_3 \, (x=1, y=3)\rightarrow K_s=[ A^{+3} ] [ B^{-} ]³=27s^4 \rightarrow s=\sqrt[4] {K_{ps}\div 27}
\\[0.5cm]
A_3 B_2 \, (x=3, y=2)\rightarrow K_s=[ A^{+2} ]³ [ B^{-3} ]²=108s^5 \rightarrow s=\sqrt[5] {K_{ps}\div 108}
\\[0.5cm]
etc.
\]

Segons la llei de Le Chatêlier, la solubilitat minvarà per l’efecte de l’ió comú i augmentarà si s’hi afegeix aigua, ions que formin substàncies insolubles, ions complexos o que eliminin algun dels productes de la reacció.

2.1 Corbes de solubilitat

CORBES DE SOLUBILITAT

Les corbes de solubilitat representen gràficament la solubilitat d’una substància en un dissolvent, que normalment és aigua.

La solubilitat es mesura en grams de la substància dissolta per cada 100 grams d’aigua.

3. Precipitació fraccionada:

És un mètode químic de separació de dos o més ions en dissolució que precipiten per l’addició d’un ió comú. La solubilitat de les substàncies formades ha de ser prou diferent per tal que la separació sigui bona i esglaonada.

Precipitarà primer la substància que hagi de menester menys concentració de l’ió comú afegit, però abans de fer-ho completament començarà a precipitar la segona i, per tant, en aquest moment ambdues precipitaran al mateix temps. En aquest punt, les concentracions dels ions de la dissolució són en un equilibri controlat pels productes de solubilitat (\[K_{ps}\]) respectius.

Exemples:

A una dissolució de cromat de potassi 0,1 M i de clorur de sodi 0,05 M s’hi afegeix nitrat d’argent. Suposant que el volum no varia, quina sal precipitarà primer? Calculeu la concentració de l’anió de la sal que precipita primer quan comenci a precipitar la segona.

\[
\displaystyle{
K_{ps}( K_2 CrO_4 )=2,0.10^{-12}, \, K_{ps}( AgCl )=1,7.10^{-10}
\\[0.5cm]
\text{Abans de la precipitació, la concentració dels ions en dissolució és:}
\\[0.5cm]
\begin {matrix}
K_2 CrO_4 & \rightarrow & 2K^{+} &+& CrO_4^{-2} \\
0 &\rightarrow & 2 \cdot 0,1 &+& 0,1
\end {matrix}
\\[0.5cm]
\begin {matrix}
NaCl &\rightarrow & Na^{+} &+& Cl^{-} \\
0 &\rightarrow& 0,05 & + & 0,05
\end {matrix}
\\[1cm]
\text{Les reaccions de precipitació que es produiran són:}
\\[1cm]
\begin{matrix}
2Ag^+ &+& CrO^{-2}_{4} &⇌& Ag_2(CrO_4) \downarrow \\
Ag^+ &+& Cl^{-} &⇌& AgCl \downarrow
\end {matrix}
\\[1cm]
\text{1. La } [ Ag^{+} ] \text{ perquè precipiti cada substància és:}
\\[0.5cm]
[ Ag^{+} ]=\sqrt{\frac{K_{ps}{(CrO_4)}^{-2}}{{(CrO_4)}^{-2}}}=\sqrt{\frac{2.10^{-12}}{0,1}}=4,47.10^{-6} \, M
\\[0.5cm]
[ Ag^{+} ]=\frac{K_{ps} (AgCl)} {Cl^{-}}=\frac{1,7.10^{-10}} {0,05}= 3,4.10^{-9} ~M
\\[1cm]
\text{Per tant, precipitarà primer el clorur d’argent.}
\\[0.5cm]
\text{2. Quan comença a precipitar el cromat d’argent, la } [ Ag^{+} ] \text{ és } 4,47.10^{-6}
\\[0.5cm]
\text{En aquest punt de precipitació simultània:}
\\[0.5cm]
[ Cl^{-} ]=\frac{ K_{ps}(AgCl) } {[ Ag^{+} ]}=\frac{ 1,7.10^{-10}} { 4,47.10^{-6}}=3,8.10^{-5} \,M
}
\]

Calculeu si es formarà precipitat de \[BaSO_4\] quan es barregen \[80 \, cm^3\] d’una dissolució 0,01 M de sulfat de sodi amb \[120 \, cm^3\] d’una altra dissolució 0,01M de nitrat de bari.

\[
\displaystyle{
\text {La reacció de precipitació del }Ba(SO_4) \text { és:}
\\[0.5cm]
\begin {matrix}
BaSO_4 &⇌& Ba^{+2} &+& SO_4^{-2}, \, K_s ( BaSO_4 )=1,1.10^{-10}
\end {matrix}
\\[0.5cm]
\text {I les de dissociació de les sals són:}
\\[0.5cm]
\begin {matrix}
Na_2(SO_4) &\rightarrow & 2Na^{+} &+& (SO_4)^{-2} \\
0 &\rightarrow & 2.0,01 &+ & 0,01 \\
Ba(NO)_{3} &\rightarrow& Ba^{+2} &+& 2 NO_3^{-} \\
0 &\rightarrow& 0,01 &+ & 2.0,01
\end {matrix}
\\[1.5cm]
\text{La concentració de } SO_4^{-2} \text{ després de fer la barreja és:}
\\[1cm]
[ SO_4^{-2} ]=\frac{0,01M \cdot 80.10^{-3} \text{ mols}} { 80.10^{-3}+120.10^{-3} \text{ L}}=0,004M
\\[1cm]
\text{La concentració de } Ba^{+2} \text{ després de fer la barreja és:}
\\[0.5cm]
[ Ba^{+2} ]=\frac{0,01M \cdot 120.10^{-3} \text{ mols}} { 80.10^{-3}+120.10^{-3} \text{ L}}=0,06M
\\[1cm]
\text {Per tant, el producte iónic del sulfat de bari format, serà:}
\\[1cm]
Q( BaSO_4 )=[ Ba^{+2} ][ SO_4^{-2} ]=0,06M \cdot 0,004=2,4.10^{-4}
\\[1cm]
\text {Com que } Q>(K_{ps}), \text{ precipitarà } Ba(SO_4)
}
\]
  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

Teoria àcid base

Instruccions abans de començar

1. Introducció


El 1884 el químic suec Arrhenius afirma en la teoria de dissociació iònica que, en dissolució aquosa, algunes substàncies es dissocien en ions positius i ions negatius que les fa conductores de l’electricitat.


Segons Arrhenius, un àcid és una substància que en dissolució aquosa es dissocia formant ions hidrogen (\[H^+\]) i una base es dissocia formant ions hidroxil (\[OH^-\]).

\[
AH + H_2 O ⇌ A^- + H^+
\\
BOH + H_2 O ⇌ B^+ + OH^-
\]

Però hi ha substàncies que es comporten com a àcids o com a bases en dissolvents que no són aigua o que no es dissocien en aquests ions.

El 1923, Brönsted i Lowry ampliaren de forma independent la definició d’àcid i base d’Arrhenius dient que, un àcid és una espècie química que pot proporcionar ions \[H_ 3 O^+\] i una base en pot acceptar.

Quan un àcid perd un protó es forma la base conjugada, i quan una base en rep un és forma l’àcid conjugat de la base:

\[
HA \text{(Àcid)} ⇌ A^- \text{(Base conjuagada)} + H^+
\\
BOH \text {(Base)} ⇌ B^+ \text { (Àcid conjugat)} + OH^-
\]

Més tard, Lewis amplia encara més la definició i diu que un àcid és una substància que pot acceptar un parell d’electrons i una substància bàsica proporciona un parell d’electrons.

Tanmateix, les substàncies sols mostraran el caràcter àcid o bàsic quan reaccionin amb altres substàncies que puguin rebre o donar protons. Hi ha substàncies, com l’aigua, que de vegades tenen caràcter àcid o bàsic segons la substància amb la qual reaccioni.

2. Equilibri iònic de l’aigua


La reacció d’ionització de l’aigua és una reacció en la qual una molècula d’aigua perd un protó i esdevé un ió hidroxil \[(OH^-)\]. El nucli d’hidrogen (\[H^+\]) agafa immediatament una molècula d’aigua per a formar un ió oxoni (\[H_3 O^+\]):

\[2H_2 O ⇌ H_3 O⁺ + OH^-\]

tot i que Arrhenius va proposar inicialment la reacció d’ionització

\[H_2 O ⇌ H⁺ + OH^-\]

A causa de l’autoionització, l’aigua té una conductivitat elèctrica de 0.055 μS/cm.

La constant d’equilibri d’aquesta reacció és:

\[\displaystyle K_e=\frac{[ H_3 O^+] \cdot [OH^-]} {[H_2 O]^2}\]

A 25 ºC les concentracions d’ions hidroni i hidroxil són iguals:

\[[H_3 O^+]=[OH^-]=1×10^{-7}\]

I si calculem \[H_2 O\] a partir de la densitat de l’aigua a 25ºC:

\[\displaystyle [H_2 O]=0,997 \frac{g}{mL} \cdot {\frac{ 1 mol} {18g}} \cdot { \frac{1000 mL}{1L} }~=55,3 M\]

Com que hi ha molt poques molècules dissociades, aproximadament 2 ppb, la reacció d’autoionització està desplaçada molt cap a l’esquerra i, per tant, la concentració d’aigua pràcticament no varia:

\[\displaystyle K_e \cdot [H_2 O]^2={[ H_3 O^+] \cdot [OH^-]} \rightarrow K_w={[ H_3 O^+] \cdot [OH^-]}=10^{-14}\]

3. Grau d’acidesa (pH o potencial d’hidrogen)


L’acidesa és la capacitat d’una substància de proporcionar protons en solució aquosa.

L’escala de pH es defineix usant un elèctrode d’hidrogen o de vidre en contacte amb la solució estudiada i un altre elèctrode de referència (de calomelans, per exemple). Un elèctrode de referència té un potencial de reducció estable i conegut. L’estabilitat del potencial de l’elèctrode s’aconsegueix mitjançant un sistema redox amb concentracions tampó.

El pH és una escala que varia logarítmicament de 0 (molt àcid) a 14 (molt poc àcid) en dissolucions aquoses:

\[pH=-log [H_3 O^+]\]

El pH de l’aigua pura és 7, però varia quan hi afegim un àcid o una base. Per la constant de l’aigua, quan augmenta la concentració d’ions oxoni, minva la d’hidroxils. La constant de l’aigua també varia amb la temperatura:

\[K_w=[H_3 O^+] \cdot [OH^-]=10^{-14}, pK_w=pH+pOH=14\]

El pH fou definit el 1909 pel químic danès Søren Peter Lauritz Sørensen.

4. Àcids i bases febles


Un àcid feble és un àcid que té poca capacitat de cedir protons. Una base feble és una base que té poca capacitat d’acceptar-los (l’àcid acètic o l’àcid carbònic són àcids febles i l’hidròxid d’amoni és una base feble, per exemple).

Un àcid/ base forta és un àcid/base que té molta capacitat de cedir/acceptar protons (l’àcid sulfúric o clorhídric són àcids forts i l’hidròxid de sodi o de potassi són bases fortes, per exemple).

Si l’àcid (\[HA\]) és feble, la base conjugada (\[A^-\]) serà forta (tindrà molta capacitat per a acceptar protons).

\[HA ⇌ A^- + H^+\]

En canvi, si l’àcid és fort, la base conjugada serà feble (tindrà poca capacitat per a acceptar protons).

\[HA \rightarrow A^- + H^+\]

De la mateixa manera, si una base és feble, l’àcid conjugat serà fort i a l’inrevés.

Els àcids o bases febles tenen constants de dissociació més petites que la unitat. Són reaccions de dissociació reversibles. En canvi, els àcids o bases fortes tenen constants de dissociació grans i són pràcticament irreversibles.

La constant d’equilibri d’un àcid feble és:

\[\displaystyle K_a=\frac{[A^-] \cdot [H^+]} {[HA]}\]

Similarment, la d’una base feble és:

\[\displaystyle K_b=\frac{[B^+] \cdot [OH^-]} {[BOH]}\]

Els claudàtors indiquen la concentració molar en l’equilibri de cada espècie.

A l’equilibri, la concentració d’ions hidrogen en un àcid és:

\[
\displaystyle
[ H^+ ]=[ A^- ], [H A]=C_{inicial àcid }-[ H^+ ] \rightarrow [ H^+ ]=\sqrt{ K_a(C_{inicial àcid }-[ H^+ ])}
\]

Si la concentració d’ions hidrogen és petita comparada amb la concentració inicial de l’àcid sense dissociar-se:

\[
[ H^+ ]=\sqrt{ K_a C_{inicial àcid}}
\\
[ HA ]~=C_{inicial àcid}
\]

(Vegeu l’entrada Equilibri Químic per a saber-ne més)

5. Efecte de l’ió comú

Com en qualsevol procés en equilibri, la ionització d’un àcid o d’una base feble pot estar influenciada per variacions de la concentració d’algun dels ions dissociats segons el principi de Le Chatêlier.

\[HAc ⇌ Ac^- + H^+\]

Per exemple, l’equilibri de la dissociació de l’àcid acètic es desplaçarà cap a l’esquerra si hi afegim ions acetat o un àcid, i es desplaçarà cap a la dreta si hi afegim una base.

Exemple:

\[
\displaystyle{
\text{Quant minva la } H^+ \text{ d’una dissolució 0,20M d’àcid acètic quan s’hi afegeix NaAc 0,10M?}
\\
~K_a=1,8×10^{-5}
\\[0.5cm]
H^+= K_a \cdot { \frac{[HAc]} {~[Ac^-]} }=1,8×10^{-5}
\\[0.5cm]
\text{Abans d’afegir-hi NaAc, }[H^+]=[Ac^-]\text {:}
\\[0.5cm]
[H^+]^2= K_a \cdot {[HAc]}=1,8×10^{-5} \cdot 0,20=\sqrt {3,6×10^{-6}M}=1,90×10^{-3}M
\\[0.5cm]
\text{Després d’afegir-hi NaAc:}
\\[0.5cm]
H^+= K_a \cdot { \frac{[HAC]} {~[Ac^-]} }=1,8×10^{-5} \cdot { \frac{0,20} {0,10} }=3,6×10^{-6}M
\\[0.5cm]
\text{De fet, la concentració d’} AcH\text{ en l’equilibri és } 0.20+[H^+] \text{ i la d’ } [Ac^-]=0.10-[H^+],
\\
\text{ però podem fer l’aproximació anterior sense gaire error.}
}
\]

Exemple:

\[
\displaystyle{
\text{Calculeu la concentració d’} H^+ \text{d’una dissolució formada per volums iguals d’HCl 0,10M}
\\
\text{i NaAc 0,40M.}
\\[0.5cm]
HCl \rightarrow H^+ (0,1M ) + Cl^-
\\
NaAc \rightarrow Na^+ + Ac^- ( 0,40M )
\\[0.5cm]
\text{Quan es barregen l’àcid clorhídric i l’acetat sòdic, 0,10mols de l’acid reaccionen amb}
\\
\text{ 0,10 mols de la sal i s’estableix l’equilibri:}
\\[0.5cm]
\begin{matrix}
Ac^- & + & H^+ & ⇌ & HAc \\
(0,40-0,10):2 & + & H^+ & ⇌ & 0,10:2\end{matrix}
\\
[ H^+]=K_a \cdot { \frac{[HAc]} {[Ac^-] }}=1,8×10^{-5} \cdot {\frac{0,050} {0,15}}=6,0×10^{-6}M
\\[0.5cm]
\text{Les concentracions en l’equilibri d’acetat i HAc s’han de dividir per dos perquè s’afegeixen}
\\
\text{volums iguals de cada reactiu.}
\\[0.5cm]
\text{De fet, }[ HAc ]=0,050-[H^+] \, i \, [ Ac^- ]=0,15+[H^+] \text{, però la concentració d’ions hidrogen és}
\\
\text{tan petita comparada amb la d’àcid i d’acetat que l’error que fem menyspreant-la}
\\
\text{és molt petit.}
}
\]

(Vegeu l’apartat 7. Hidròlisi d’aquest document)

6. Dissolucions amortidores, reguladores o tampó


Les dissolucions amortidores, reguladores o tampó són dissolucions el pH de les quals varia molt poc per dilució o addició de quantitats moderades d’àcids o de bases, fins i tot forts. Una solució està amortida, tamponada o regulada si s’oposa a la modificació de la concentració d’ions oxoni.

Estan formades per un àcid o una base feble i una de les seves sals fortament ionitzada.

Un compost que tingui a la vegada propietats àcides o bàsiques pot ser regulador de pH.

Per exemple, una dissolució de bicarbonat (\[HCO_3 ^-\]) té acció reguladora a causa d’aquest ió que pot cedir o acceptar protons quan reacciona amb altres àcids o bases:

\[
H CO_3^- + OH^- ⇌ H_2 O + CO_3^{–}
\\
H CO_3^- + H^+ ⇌ H_2 CO_3
\]

En general, les sals d’àcids polipròtics febles tenen acció reguladora petita.

Exemple:

\[
\displaystyle{
\text{La constant d’ionització d’un àcid feble és } K_a=1,0.10^{-5}.
\\
\text{Es preparen dues solucions 0,10M, una d’aquest àcid i l’altra de la seva sal sòdica.}
\\
\text{Calculeu el pH de la solució original i de la solució després d’afegir-hi 0,010 mols d’HCl }
\\
\text{i després d’afegir-hi 0,010 mols d’NaOH a un litre de solució reguladora.}
\\[0.5cm]
HA ⇌ H^+ + A^- \rightarrow [H^+]=K_a \cdot { \frac{[HA]}{ [A^-] }} \rightarrow pH=pK_a+log{\frac{[A^-]} {[HA]}}
\\[0.5cm]
\text{a) Abans d’afergir-hi l’àcid o la base:}
\\[0.5cm]
pH=pK_a+log{\frac{[A^-]} {[HA]}}=5+log{\frac{ 0,1 }{ 0,1 }}=5
\\[0.5cm]
\text{b) Després d’afegir-hi l’àcid l’equilibri es desplaçarà cap a l’esquerra:}
\\[0.5cm]
[ HA ]= 0,11, \, [ A^- ]=0,09 \rightarrow pH=pK_a+log{\frac{[A^-]}{[HA]}}=5+log{\frac{ 0,09 }{ 0,11 }}=4,91
\\[0.5cm]
\text{c) Després d’afegir-hi la base l’equilibri es desplaçarà cap a la dreta:}
\\[0.5cm]
[ HA ]= 0,09, \, [ A^- ]=0,11 \rightarrow pH=pK_a+log{\frac{[A^-]}{[HA]}}=5+log{\frac{ 0,11 } { 0,09 }}=5,09
}
\]

7. Hidròlisi

La hidròlisi és la descomposició d’una substància per l’acció de l’aigua sense transferència d’electrons. La sal d’un àcid feble i d’una base forta, la d’una base feble i d’un àcid fort i la d’un àcid i una base febles tenen tendència a hidrolitzar-se. Si és una reacció irreversible, la hidròlisi és completa:

\[PCl_3 + 3H_2 O \rightarrow 3HCl + H_3 PO_3\]

Però si la reacció és reversible, com en el cas d’algunes sals, s’estableix un equilibri:

7.1 D’una reacció d’anions d’àcids febles

\[
\displaystyle{
A^- + H_2 O ⇌ HA + OH^-
\\
K_{conjuagada}= \frac{[HA][OH^-]} {[A^-]}
}
\]

En una reacció d’hidròlisi intervenen dues reaccions d’equilibri, la \[A^-\] de la sal i la \[OH^-\] de l’aigua, les quals competeixen pels \[H^+\] :

\[
\displaystyle{
HA ⇌ A^- + H^+
\\
H_2 O ⇌ OH^-+ H^+
\\[0.5cm]
K_a=\frac{[ H^+ ][A^-]} {[HA]} \rightarrow [ H^+ ]= K_a \cdot \frac{[HA]} {[A^-]} \, i,
\\
K_{H_2 O}=[ H^+ ][ OH^-] \rightarrow [ H^+ ]= \frac{K_{H_2 O}} {[ OH^-]}
\\
K_a \cdot \frac{[HA]} {[A^-]}=\frac{K_{H_2 O}} {[ OH^-]} \rightarrow [HA][ OH^-]=\frac{K_{H_2 O}} {K_a} [A^-]
\\
\text{Quan s’arriba a l ‘equilibri:} [HA]=[ OH^-] \rightarrow [ OH^-]=\sqrt{\frac{K_{H_2 O}} {K_a} [A^-]}
\\
pH=14-pOH
\\[0.5cm]
\text{O bé:}
\\[0.5cm]
K_{hidròlisi}=\frac{[HA][OH^-]} {[A^-][H_2 O]} \rightarrow K_{conjugda}=\frac{[HA][OH^-]} {[A^-]}
\\
[ OH^-]=\sqrt{K_{conjugada} \cdot [ A^- ]}=\sqrt{\frac {K_{H_2 O}} {K_a} \cdot [ A^- ]}
\\
pH=14-pOH
}
\]

7.2 D’una reacció de cations de bases febles

\[B^++H_2 O ⇌ BOH+ + H^+\]

En aquest cas, \[B^+\] i els \[H^+\] de l’aigua competeixen pels \[OH^-\]:

\[
\displaystyle{
BOH ⇌ OH^- +B^+
\\
H_2 O ⇌ OH^-+ H^+
\\[0.5cm]
[ H^+]=\sqrt{ K_{conjugada} \cdot [ B^+ ]}=\sqrt{\frac {K_{H_2 O}} {K_b} \cdot [ B^+ ]}
\\
pH=-log(\sqrt{\frac {K_{H_2 O}} {K_b} \cdot [ B^+ ]})
}
\]

8. Neutralització (Valoracions àcid-base)


La reacció entre un àcid i una base produeix una sal i aigua:

\[HA +B(OH) ⇌ BA+ H_2 O\]

Hi ha diferents valoracions de neutralització depenent de la força de l’àcid i de la base.

Una valoració és possible si, l’error relatiu del canvi que indica el final de la reacció al volum de valorat, és de l’1 o el dos per mil (una o dues gotes -una gota=0,05 ml- de valorant en 50 ml de valorat).

És important saber el pH aproximat de neutralització d’una reacció per tal d’escollir bé l’indicador adequat.

En una reacció de neutralització:

\[V_{valorant} \cdot N_{valorant}=N_{valorat} \cdot V_{valorat}\]

En funció de la molaritat:

\[V_{valorant} \cdot (M_{valorant} \cdot \nu)=V_{valorat} \cdot (M_{valorat} \cdot \nu)\]

\[\nu\] és el nombre d’equivalents gram de la substància.

(Vegeu MESCLES I BARREGES, 1.3 Concentració per a saber-ne més.)

8.1 D’un àcid fort i una base forta

La reacció en aquest cas és \[H^+ + OH^- ⇌ H_2 O\]. A la vora del punt estequiomètric, el canvi de pH és molt ràpid. La mesura del pH es fa amb un pH- metre o un potenciòmetre. El pH del punt final es pot detectar amb el canvi de color d’un indicador.

En una valoració sempre es compleix que:

\[
N_{valorant} \cdot V_{valorant}=N_{valorat} \cdot V_{valorat}
\\
M_{valorant} \cdot \nu_{valorant} \cdot V_{valorant}=
M_{valorat} \cdot \nu_{valorat} \cdot V_{valorat}
\]

Exemple:

\[
\displaystyle{
\text{Valoració de 50,00 ml de HCl 0,1 N amb NaOH 0,1 N -en aquest cas } \nu_{valorant}=\nu_{valorat}=1:
\\[0.5cm]
\text{A efectes de calcular el pH, la reacció és } H^+ + OH^-⇌ H_2 O
\\
\text{És a dir, que la concentració de NaOH és igual a la concentració d’} OH^-
\\
\text{i la concentració d’HCl és igual a la concentració d’H^+}
\\[0.5cm]
\text {a. Abans d’afegir la base:}
\\[0.5cm]
\text {Abans d’afegir la base el pH és el de la dissolució de clorhídric.}
\\
\text{Com que el clorhídric és un àcid fort, considerem que està}
\\
\text{completament dissociat. En aquest cas la normalitat és igual}
\\
\text{a la molaritat, i el pH=-log ( 0,1 )=1,00.}
\\[0.5cm]
\text {b. Quan s’han afegit 10,00 ml de NaOH:}
\\[0.5cm]
\text{Com que 1 meg (1 mol) de NaOH (OH^-) neutralitzarà 1 mol d´HCl} (H^+)
\\
\text{i el volum total de solució serà de 60,0 00 ml:}
\\[0.5cm]
[ H^+ ]=\frac{\text {mols HCl restants en dissolució}}{\text{Volum total dissolució}}
\\
\frac{\text{ mols HCl inicials – mols HCl neutralitzats}} {\text{Volum total dissolució}}=\frac{ 5-1 } {60 }=\frac{1}{15}M
\\
pH=-log[ H^+]=1.17
\\[0.5cm]
\begin {Bmatrix}
\text{mols HCl inicials}=0,1N \cdot 50,00ml=5 \\
\text{mols NaOH neutralitzats}=0,1N \cdot \text{V afegit NaOH}\\
\text{Volum total dissolució}=50,00ml+\text{V afegit NaOH}
\end {Bmatrix}
\\[1cm]
\text{3. En afegir-hi 25,00 ml de base:}
\\[0.5cm]
[ HCl ]= [H^+ ]\frac {\text{mols HCl restants en dissolució}} {\text{Volum total dissolució}}=
\\
\frac{\text{mols HCl inicials} – \text{mols HCl neutralitzats}} {\text{Volum total dissolució}}=\frac{ 5-2,5 } {75,00 }=\frac{1}{30}M
\\
pH=-log(1/30)=1.48
\\[0.5cm]
\begin {Bmatrix}
\text{mols HCl inicials}=0,1N \cdot 50,00ml=5
\\
\text{mols HCl neutralitzats}=0,1N \cdot \text{V afegit NaOH}=2,5 \text{ mols}
\\
\text{Volum total dissolució=50,00ml+V afegit NaOH}
\end {Bmatrix}
\\[1cm]
\text{4. En el punt estequiomètric:}
\\[0.5cm]
M_{HCl} \cdot V_{HCl}=M_{NaOH} \cdot V_{NaOH} \rightarrow V_{NaOH}=\frac{0.1M \cdot 50,00 ml}{0.1}=50,00 ml NaOH
\\
pH=7 ([H_3O^+]=[OH^-])
\\[1cm]
\text{5. Després del punt estequiomètric: es calcula el pH per l’excés de NaOH afegit.}
\\
\\ \text{Havent afegit 60,00 ml de NaOH:}
\\
pH=14-pOH=14+log(\frac{0.1 \cdot 10.00 \enspace ml}{110\enspace ml})=12
\\
\\
\text{Els càlculs de la valoració d’una base feble amb un àcid fort són similars als anteriors.}
}
\]
CORBA DE VALORACIÓ ÀCID-BASE
  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

Cinètica química

Instruccions abans de començar

1. Introducció

La cinètica química és la branca de la química que estudia la velocitat i els mecanismes de reacció de les reaccions químiques en diferents condicions, mentre que la termodinàmica estudia en quin sentit es produirà la reacció.

L’estudi de la influència de diferents condicions ens dóna informació dels mecanismes i dels estats de tansició de les reaccions.

La velocitat d’una reacció és la variació de la concentració dels reactius i els productes en el temps. El 1864, Guldberg i Waage van descobrir que la velocitat d’una reacció química és proporcional a la concentració dels reactius. Foren els pioners de la cinètica química.

2. L’energia d’activació i el complex activat

\[aA+bB ⇌ cC+dD\]
ENERGIA ACTIVACIO

El complex activat és la configuració atòmica dels reactius en el punt de màxima energia de la reacció. Aquesta configuració és el punt de transició de la reacció, quan els reactius es transformen en els productes. Després d’aquest punt, l’energia de la reacció comença a minvar fins a estabilitzar-se en la dels productes.

La diferència entre l’energia del complex activat i la dels reactius és l’energia d’activació de la reacció directa. La diferència entre l’energia del complex activat i la dels productes és l’energia d’activació de la reacció inversa. És l’energia mínima que cal perquè es produeixi la reacció.

El gràfic anterior mostra com varia l’energia d’una reacció exotèrmica (l’energia dels productes és més petita que la dels reactius).

3. Mecanismes de reacció

El mecanisme d’una reacció són les reaccions en seqüència que transformen els reactius en productes. També descriu la termodinàmica i totes les característiques qualitatives i quantitatives de la reacció. És una descripció teòrica suportada per evidències experimentals que la confirmen.

Els reactius intermedis d’un mecanisme de reacció són espècies químiques inestables i vida curta que no són part de la reacció química global. Generalment, són radicals lliures o ions.

Cada etapa del mecanisme de reacció té una velocitat i molecularitat pròpies (nombre de molècules que reaccionen en una etapa). L’etapa més lenta del mecanisme de reacció determina la velocitat de la reacció global.

\[
\mathbf {CH_4 +4Cl_2 ⇌ CCl_4 + 4HCl}
\\[0.5cm]
\mathbf{CH_4+Cl_2} ⇌ CH_3 Cl+HCl
\\
CH_3 Cl+Cl_2 ⇌ CH_2 Cl_2+HCl
\\
CH_2 Cl_2 + Cl_2 ⇌ CHCl_3 + HCl
\\
CHCl_3 + Cl_2 ⇌\mathbf {CCl_4 + HCl}
\]

La cinètica química i altres tècniques (com l’efecte de la temperatura i l’espectroscòpia, per exemple) ens serveix per a esbrinar la velocitat, l’ordre i el mecanisme d’una reacció.

4. Velocitat, constant i ordre de reacció

4.1 Velocitat de reacció

La velocitat mitjana d’una reacció és:

\[
\displaystyle{
\bar v= -\frac { [A]_0 }{a \Delta t }=-\frac{ [B]_0 } {b \Delta t }=\frac{ [C] }{c \Delta t }=\frac{ [D] } {d \Delta t }
}
\]

I la velocitat en un moment determinat del temps és:

\[
\displaystyle{
v_i=-\frac{1} {~a} \frac{[A]_0 } { dt }=-\frac{1} {~b} \frac {[B]_0 } { dt }=-\frac{1} {~c} \frac {[C] } { dt }=-\frac{1} {~d} \frac{[D] } { dt }
}
\]

L’equació de velocitat determina la velocitat instantània d’una reacció amb les concentracions inicials dels reactius en un moment del temps.

\[
\displaystyle{
v_i=k \cdot [ A ]^\alpha_0 \cdot [ B ]^\beta_0
}
\]

L’energia lliure de Gibbs ens diu si una reacció es produirà o no, però no ens diu si serà ràpida o lenta. La velocitat d’una reacció la determina la cinètica química.

4.2 Constant de reacció (k)

La constant de velocitat és una constant de proporcionalitat que fa la igualtat de l’equació de velocitat. És específica de cada reacció i depèn de la temperatura (equació Arrhenius). S’ha de determinar experimentalment.

\[
\displaystyle{
k=A \cdot e^{-\frac{ E_a } { RT }} \rightarrow \ln k=\ln A-\frac{ E_a } { RT }
}
\]

4.3 Ordres de reacció

L’ordre parcial de reacció d’un reactiu és l’exponent de la concentració d’aquest reactiu en l’equació de velocitat. L’ordre global de la reacció és la suma dels exponents de les concentracions dels reactius de l’equació.

\[
\displaystyle{
v_i=k \cdot [ A ]^\alpha_0 \cdot [ B ]^\beta_0
}
\]

L’ordre global de l’equació anterior és \[\alpha+\beta\]

4.4 Variació de la velocitat de reacció

La velocitat de reacció depèn de la concentració, de la temperatura, dels catalitzadors i de la pressió, però també s’ha de tenir en compte la natura i l’estat físic dels reactius:

4.4.1 Concentració

Les col·lisions de les molècules dels reactius determinen la velocitat d’una reacció. Si la concentració és més alta, hi haurà més col·lisions i, per tant, la velocitat augmentarà.

4.4.2 Temperatura

La temperatura afecta molt la velocitat de reacció. Com més alta sigui, més gran serà l’energia tèrmica de les molècules. Això farà augmentar en nombre de col·lisions i conseqüentment, la velocitat de la reacció.

Segons Arrhenius, la constant de la velocitat de reacció, és funció de la temperatura i de l’energia d’activació:

\[
\displaystyle{
k=A \cdot e^{-\frac{ E_a } { RT }}
}
\]

4.4.3 Catalitzadors

La presència de catalitzadors canvien el mecanisme de reacció i fan minvar l’energia d’activació, tot i que es manté la termodinàmica de la reacció. Els catalitzadors resten inalterats al final de la reacció, malgrat que perden activitat amb el temps.

4.4.4 Pressió

En augmentar la pressió augmenta la quantitat de col·lisions entre els reactius i això fa augmentar la velocitat de reacció.

4.4.5 Natura i estat físic dels reactius

La velocitat de reacció també depèn de la natura i de l’estat físic dels reactius: les reaccions iòniques són més ràpides que les de formació d’enllaços covalents i l’estat físic fa que l’eficàcia de les col·lisions depengui de l’àrea de contacte dels reactius.

Exemples

Determinació de l’equació de velocitat

\[
\displaystyle{
\begin {matrix}
Essaig & {}:{} & [CH_3 Cl]_0 & {}:{} & [H_2 O]_0 & {}:{} & \text{ velocitat reacció}
\\
1 & {}:{} & 0,25 & {}:{} & 0,25 & {}:{} & 2,83
\\
2 & {}:{} & 0,25 & {}:{} & 0,50 & {}:{} & 11,35
\\
3 & {}:{} & 0,50 & {}:{} & 0,25 & {}:{} & 5,675
\end {matrix}
\\[2cm]
\text{ L’equació de la velocitat de reacció es:}
\\[0.5cm]
v=k \cdot [ CH_3 Cl ]^\alpha _0 \cdot [ H_2 O ]^\beta _0
\\[0.5cm]
\text{ Per a definir l’equació de la reacció anterior hem de trobar la constant i }
\\
\text{els ordres parcials de la reacció:}
\\[0.5cm]
\text{ Calcularem l’ordre } \beta \text{ eliminant l’ordre } \alpha:
\\[0.5cm]
v_1=k \cdot 0,25^\alpha \cdot 0,25^\beta
\\
v_2=k \cdot 0,25^\alpha \cdot 0,50^\beta
\\
\frac{ v_1 } { v_2 }=\frac{ k \cdot 0,25^\alpha \cdot 0,25^\beta } { k \cdot 0,25^\alpha \cdot 0,50^\beta }=\frac{ 0,25^\beta } { 0,50^\beta }\rightarrow \frac{ 2,83 } { 11,35 }=( \frac{0,25} {0,50} )^\beta\rightarrow ln 0,25=\beta \cdot ln 0,50\rightarrow \beta=2
\\[1cm]
\text{ Calcularem l’ordre } \alpha \text{ eliminant l’ordre } \beta:.
\\[0.5cm]
v_1=k \cdot 0,25^\alpha \cdot 0,25^\beta
\\
v_3=k \cdot 0,50
\frac{ v_1 } { v_3 }=\frac{ k \cdot 0,25^\alpha \cdot 0,25^\beta } { k \cdot 0,50^\alpha \cdot 0,25^\beta }=\frac{ 0,25^\alpha } { 0,50^\alpha }\rightarrow \frac{ 2,83 } { 5,675 }=( \frac{0,25} {0,50} )^\alpha
\\
ln 0,50=\beta ln 0,50 \rightarrow \alpha=1
\\[1cm]
\text{ Per acabar, determinem la k:}
\\[1cm]
v_1=k \cdot 0,25^\alpha \cdot 0,25^\beta\rightarrow2,83=k \cdot ( 0,25 )^1 \cdot ( 0,25 )^2
\\[0.5cm]
k=\frac{ 2,83 } { (0.25)^1 \cdot (0,25)^2 }={181.12 ~mols^{-3}.L^{4}.s^{-1} }
\\[1cm]
\text{Per tant,}
\\[1cm]
\mathbf{v=181.12[A]_0[B]_0^2}
}
\]

Determinació de la variació de l’energia d’activació d’una reacció

En una reacció química, la constant de velocitat es triplica si la temperatura
augmenta de 270 K fins a 308 K. Calcula l’energia d’activació de la reacció.

\[
\displaystyle{
k=A \cdot e^{ -\frac{E_a} {RT} }
\\
\\
k_{270}=A \cdot e^{ -\frac{E_a} {R\cdot 270} }, k_{308}=A \cdot e^{ -\frac{E_a} {R\cdot 308} }
\\
\frac{k_{308}} {k_{270}}=\frac{A \cdot e^{ -\frac{E_a} {R.\cdot 308} }} {A \cdot e^{ -\frac{E_a} {R.\cdot 270}}
}\rightarrow
3=e^{ -\frac{E_a} {R\cdot 308}+\frac{E_a} {R.\cdot 270}}
\\
ln 3=-\frac{E_a} {8,314 \cdot 308}+\frac{E_a} {8,314 \cdot 270}
\\
ln 3 \cdot (8,314 \cdot 270 \cdot 8,314 \cdot 308)=-8,314 \cdot 270 E_a+8,314 \cdot 308 E_a
\\
E_a=\frac{ln 3 \cdot (8,314 \cdot 270 \cdot 8,314 \cdot 308)} {-8,314 \cdot 270+8,314 \cdot 308}=\mathbf {19 988.737J}
}
\]

EXERCICIS PAU

  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

Equilibri químic

Instruccions abans de començar

1. Introducció

Diem que una reacció química reversible ha assolit l’equilibri químic quan està en equilibri termodinàmic (el potencial químic dels reactius és igual al potencial químic dels productes) i la concentració mitjana de reactius i de productes és estable (no varia amb el temps). En aquest cas, la velocitat directa i inversa de la reacció són iguals.

La llei d’acció de masses que Guldberg i Waage van descobrir el 1893 diu que la velocitat d’una reacció a una temperatura determinada és proporcional al producte de les masses actives dels reactius. Si els reactius són gasos o dissolucions ideals, les concentracions d’A i B són les concentracions molars dels reactius:

\[aA+bB ⇌ cC+dD\]

2. La constant d’equilibri

2.2 La constant d’equilibri de concentracions (Kc)

En equilibri químic, el producte de les concentracions de productes entre la de reactius elevades als coeficients estequiomètrics respectius és constant. Usant la llei d’acció de masses per a les reaccions directa i inversa:

\[
\displaystyle{
v_{inversa}=k_{inversa} \cdot [ C ]^c \cdot [ D ]^d
\\
v_{directa}=k_{directa} \cdot [ A ]^a \cdot [ B ]^b
\\
\frac{ v_{inversa}}{ v_{directa} }=
\frac{ k_{inversa} \cdot [ C ]^c \cdot [ D ]^d }{ k_{directa} \cdot [ A ]^a \cdot [ B ]^b}
\\
K_c= \frac{[ C ]^c \cdot [ D ]^d } { [ A ]^a \cdot [ B ]^b}
}
\]

Les concentracions han d’expressar-se en mols.L-1.

La constant d’equilibri d’una reacció química és el valor del quocient de la reacció en equilibri químic i és independent de les concentracions inicials dels components de la reacció. Tanmateix, la temperatura, el dissolvent o la força iònica poden alterar-la.

Com que les concentracions de les substàncies sòlides són constants, no apareixeran en l’expressió de la constant d’equilibri.

Per exemple, si D és un sòlid:

\[
\displaystyle{
aA_{( l )}+bB_{(l)} ⇌ cC_{(l)}+dD_{( s )}
\\[0.5cm]
K_c=\frac{C]^c} {[A]^a \cdot [B]^b }
}
\]

2.2 La constant d’equilibri de pressions (Kp)

Kp és el quocient de les pressions parcials dels reactius i productes gasosos de la reacció. Els components de la reacció que no siguin gasosos no són part de la constant d’equilibri de pressions.

Si \[\displaystyle{aA_{( l )}+bB_{( g )} ⇌ cC_{( g )}+dD_{( g )} \rightarrow K_p=\frac{p_C^c \cdot p_D^d} {p_B^b }} \]

Si en la reacció hi intervenen gasos, la relació entre Kc i Kp és:

\[
\displaystyle{
PV=nRT \rightarrow \frac{ n } { V }=\frac{ P } { RT }
\\
K_c= \frac{ [C]^c \cdot [D]^d } { [A]^a \cdot [B]^b }
\\
\frac{ (p_c \cdot RT^{-1})^c \cdot (p_d \cdot RT^{-1})^d } { (p_a \cdot RT^{-1})^a \cdot (p_b \cdot RT^{-1})^b }
\\
\frac{p_c^c \cdot p_d^d}{p_a^a \cdot p_b^b} \cdot { \frac{(RT)^{-c} \cdot (RT)^{-d}} {(RT)^{-a} \cdot (RT)^{-b} } }
\\
K_p \cdot ( RT )^{ -\Delta n }
\\
( \Delta n=\Sigma n_p – \Sigma n_r )
\\[0.5cm]
\mathbf{ {K_c=( RT )^{ -\Delta n } \cdot K_p}} \, (R=0.082 \frac{atm.L} {mol.K})
}
\]

3. Relació entre Kp, ΔG i ΔS

3.1 Relació entre Kp, ΔG

La constant d’equilibri de pressions es relaciona amb l’energia lliure de Gibbs mitjançant la següent expressió:

\[\displaystyle{ \Delta G^0= -R \cdot T \cdot ln K_p ~ (R=8.314 \frac{Pa.m^3} {mol.K})}\]

El valor de R ha de ser en SI.

3.2 Relació entre Kp, ΔS

Com que \[\displaystyle{\Delta G=\Delta H-T \cdot \Delta S \rightarrow \Delta S=\frac{\Delta H+R \cdot T \cdot ln K_p} {T}}\]

4. Variació de Kp amb la temperatura

Usem l’equació de Van’t Hoff per tal de trobar la nova Kp quan canvia la temperatura:

\[\displaystyle{ln K_{P_2}={ln K_{P_1}+\frac{\Delta H_{reacció}}{R } [\frac{1} {T_1} -\frac{1} {T_2}]}}\]

5. Alteracions de l’equilibri (Principi de Le Châtelier)

El principi de Le Châtelier diu que si s’altera l’estat d’equilibri d’un sistema modificant la temperatura, la pressió, el volum o la concentració, el sistema evolucionarà contrarestant l’efecte de la pertorbació fins a arribar a un nou estat d’equilibri. L’única alteració que pot modificar la constant d’equilibri és la temperatura.

5.1 Modificació del volum

Quan es modifica el volum del sistema canvien les pressions parcials i les concentracions dels components gasosos afectant l’equilibri.

\[PV=nRT \rightarrow P=\frac{nRT} {V}\]

Si el volum minva, la pressió del sistema augmentarà i la reacció es desplaçarà formant menys mols per tal d’intentar disminuir la pressió.

En canvi, si augmenta el volum del sistema, la pressió minvarà i la reacció es desplaçarà en el sentit de més formació de mols per tal de compensar la caiguda de pressió.

\[
\displaystyle{
1N_2 + 3 H_2 ⇌ 2 NH_3
\\
Si \enspace V \downarrow \rightarrow P \uparrow \, n \downarrow \text{ ( L’equilibri es desplaça cap a la dreta )}
\\
Si \enspace V \uparrow \rightarrow P \downarrow \, n \uparrow \text{ ( L’equilibri es desplaça cap a l’esquerra )}
}
\]

Si el nombre total de mols és el mateix a cada banda de la reacció, un canvi de pressió no afectarà l’equilibri.

\[H_2 (g)+O_2 (g) ⇌ 2H_2 O\]

5.2 Modificació de la pressió

En un sistema gasós, l’equilibri depèn de les pressions parcials dels components de la reacció. Tanmateix, si els mols de productes i de reactius són iguals, el canvi de pressió no afectarà l’equilibri.

Quan afegim un gas inert o noble al sistema sense variar-ne el volum, el canvi de les pressions parcials dels gasos de la reacció fa que es desplaci cap a la dreta o cap a l’esquerra. El canvi de la concentració del gas inert no afecta l’equilibri perquè no és part de la reacció i és present a cada banda de l’equació (Vegeu apartat 5.1 Modificació del volum).

\[
\displaystyle{
1N_2 + 3 H_2 ⇌ 2 NH_3
\\
P \uparrow \, n \downarrow \text{ ( L’equilibri es desplaça cap a la dreta )}
\\
P \downarrow \, n \uparrow \text{ ( L’equilibri es desplaça cap a l’esquerra )}
}
\]

5.3 Modificació de la concentració

Si augmentem la concentració d’un component de la reacció, el sistema evolucionarà en el sentit que en faci minvar la concentració. Si la fem minvar, evolucionarà en el sentit que la faci augmentar.

Exemple

\[C_2 H_{12} O_6 + 6 H_2 O ⇌ 12 H_2 + 6 CO_2 \]

Si afegim aigua a la reacció, es desplaçarà cap a la dreta, i si hi afegim hidrogen, es desplaçarà cap a l’esquerra.

Si eliminem aigua es desplaçarà cap a l’esquerra, i si eliminem hidrogen, es desplaçarà cap a la dreta.

5.4 Modificació de la temperatura

Si la reacció és endotèrmica, incorporarem la calor als reactius, i si la reacció és exotèrmica, la incorporarem als productes.

Per tant, si una reacció és endotèrmica i n’augmentem la temperatura, es desplaçarà formant més productes. Si la disminuïm, es desplaçarà formant més reactius.

\[
C_2 H_12 O_6 + 6 H_2 O ⇌ 12 H_2 + 6 CO_2 \enspace (∆H = +627 kJ.mol^-1)
\\
C_2 H_12 O_6 + 6 H_2 O + calor ⇌ 12 H_2 + 6 CO_2
\]

Si la reacció és exotèrmica i n’augmentem la temperatura, es desplaçarà formant més reactius i, si la disminuïm, formarà més productes.

\[
N_2(g) + 3 H_2(g) ⇌ 2 NH_3(g) \enspace(ΔH = −92 kJ \cdot mol^ {−1})
\\
N_2(g) + 3 H_2(g) ⇌ 2 NH_3(g) + calor
\]

5. Addició d’un catalitzador

Els catalitzadors modifiquen les velocitats directa i inversa en la mateixa proporció i, per tant, no afecten la composició ni l’equilibri de la reacció. La composició dels catalitzadors no varia amb el temps.

6. Resolució d’exercicis

Per a resoldre els exercicis d’equilibri químic, podeu seguir el guió següent:

1. Transformem totes les quantitats a mols si hem d’usar la Kc o a pressions si hem d’usar la Kp.

2. De vegades cal calcular primer la Qc o la Qp per tal de determinar en quin sentit es desplaçarà la reacció abans d’arribar a l’equilibri.

\[
Q_c=\frac{[C]^c \cdot[ D]^d}{[A]^a \cdot [B]^b}
\\
Q_p=\frac{(p_c)^c \cdot (p_d)^d}{(p_a)^a \cdot (p_b)^b}
\]

3. Fer la taula de reactivitat (de concentracions).

Com que tenim una única equació, si ens donen la \[K_c\], ens demanaran el nombre de mols dissociats. Si ens donen el nombre de mols dissociats, ens demanaran la \[K_c\] (\[K_c=f(x)\]).

Exemple:

\[
\displaystyle{
\begin{matrix}
Etapa & {}:{} & Reactiu & {}⇌{} & Producte _1 & {}+{} & Producte_2+ \\
Inici & {}:{} & n \text{ mols } & {}⇌{} & — & {}:{} & — \\
Reacciona & {}:{} & -x & {}⇌{} & +x & {}:{} & +x \\
Equilibri & {}:{} & n-x & {}⇌{} & x & {}:{} & x \\
[\,] Equilibri & {}:{} & \frac{n-x}{V} & {}⇌{} & \frac{x}{V} & {}:{} & \frac{x}{V}
\end{matrix}
\\
K_c=\frac{x/V \cdot x/V}{(n-x)/V}=\frac{(x^2)}{V \cdot (n-x)}
\\
}
\]

La taula de reactivitat usant el grau de dissociació \[\displaystyle{\alpha=\frac{x}{n_0}}\] és:

\[
\displaystyle{
\begin{matrix}
Etapa & {}:{} & Reactiu & {}⇌{} & Producte_1 & {}+{} & Producte_2 \\
Inici & {}:{} & n \text{ mols } & {}⇌{} & — & {}:{} & — \\
Reacciona & {}:{} & -n\cdot \alpha & {}⇌{} & +n \cdot \alpha & {}:{} & +n \cdot \alpha \\
Equilibri & {}:{} & n-n \cdot \alpha & {}⇌{} & n \cdot \alpha & {}:{} & n \cdot \alpha \\
[\,] Equilibri & {}:{} & \frac{n(1-\alpha)}{V} & {}⇌{} & \frac{n \cdot \alpha}{V} & {}:{} & \frac{n \cdot \alpha}{V}
\end{matrix}
\\
K_c=\frac{{n \cdot \alpha/V} \cdot {n \cdot \alpha/V}}{n(1-\alpha)/V}=\frac{n \cdot \alpha^2}{(1-\alpha) \cdot V}
\\
}
\]

Com que \[\displaystyle{\alpha=\frac{x}{n_0}}\], quan ens donen el grau de dissociació, podem calcular el nombre de mols dissociats x per fer l’exercici prescindint del grau de dissociació.

En el càlcul de les concentracions a l’equilibri, hem de dividir els mols de cada component en equilibri de la reacció pel volum del reactor.

4. Plantejar la llei d’acció de masses

\[\displaystyle{K_c=\frac{C^c \cdot D^d}{A^a \cdot B^b}}\]

5. Resoldre l’exercici.

Exemples:

\[
\displaystyle{
\textbf{Inicialment, el matràs de reacció de 2,00 L contenia 3,13 g de } PCl_5.
\\
\textbf{Calculeu el grau de dissociació del } PCl_5
\\
PCl_5 (g) ⇌ PCl_3 (g) + Cl_2 (g) ~~K_c=0,00793
\\[0.5cm]
1.
\\
3.13g PCl_5 \cdot {\frac{\text{1 mol }}{ 208,23g }}=0.015 \text{ mols } PCl_5
\\[0.5cm]
2.
\\
\begin{matrix}
Etapa & {}:{} & PCl_5 (g) & {}⇌{} & PCl_3 (g) & {}+{} & Cl_2 (g) \\
Inici & {}:{} & 0,015 \text{ mols } & {}⇌{} & 0g & {}:{} & 0g \\
Reacciona & {}:{} & -x & {}⇌{} & +x & {}:{} & +x \\
Equilibri & {}:{} & 0,015-x & {}⇌{} & 0+x & {}:{} & 0+x \\
[\,] Equilibri & {}:{} & \frac{0,015-x \text{ mols}}{2L} & {}⇌{} & \frac{x \text{ mols}}{2L} & {}:{} & \frac{x \text{ mols}}{2L}
\end{matrix}
\\[0.5cm]
3.
\\
K_c= \frac{\frac{x}{2} \cdot \frac{x}{2}} { \frac{0,015-x} {2} }=0,00793 \rightarrow 0,00793 \cdot ( \frac{0,015-x} {2} )=\frac{x^2} {4}
\\
5,95.10^{-5}-3,96.10^{-3}x-\frac{x^2}{4}=0
\\
x=9,42.10^{-3}, -0,0253
\\[0.5cm]
\text{La solució vàlida és la primera. Per tant:}
\\[0.5cm]
\alpha=\frac{x}{n_0}=\frac{9,42.10^{-3} }{ 0,015 }=0.63 \rightarrow \mathbf{\alpha=63\%}
}
\] \[
\displaystyle{
\textbf{En un recipient de 0,75 litres s’introdueixen 0,003 mols de cadascuna}
\\
\textbf{de les quatre substàncies.}
\\
\textbf{Quines concentracions tindrà quan assoleixi l’equilibri?}
\\[0.5cm]
SO_2 (g) + NO_2 (g) ⇔ SO_3 (g) + NO (g) \enspace Kc= 0,9
\\[0.5cm]
1.
\\
\text{0,003 mols de cada component.}
\\[0.5cm]
2.
\\
Q=\frac{ 0,003 \cdot 0,003 }{ 0,003 \cdot 0,003 }=1>0.9 \\
\text{Per tant, la reacció es desplaçarà cap a l’esquerra abans d’assolir l’equilibri.}
\\[0.5cm]
2.
\\
\begin{matrix}
Etapa & {}:{} & SO_2 (g) & {}+{} & NO_2 &{}⇌{} & SO_3 (g) & {}+{} & NO (g) \\
Inici& {}:{} & 0,003 & {}+{} &0,003 &{}⇌{} & 0,003 & {}+{} & 0,003 \\
Reacciona& {}:{} & +x & {}+{} & +x &{}⇌{} & -x & {}+{} & -x \\
Equilibri& {}:{} & 0,003+x & {}+{} & 0,003+x &{}⇌{} & 0,003-x & {}:{} & 0,003-x \\
[] Equilibri& {}:{} & \frac{(0,003+x)}{0,75L} & {}+{} & \frac{(0,003+x)}{0,75L} &{}⇌{} & \frac{(0,003-x)}{0,75L} & {}+{} & \frac{(0,003-x)}{0,75L}
\end{matrix}
\\[0.5cm]
K_c=0.9=\frac{\frac{(0,003-x)}{0,75} \cdot \frac{(0,003-x)}{0,75}}
{\frac{(0,003+x)}{0,75} \cdot \frac{(0,003+x)}{0,75}}
\\
0.9=\frac{ (0,003-x)^2 }{ (0,003+x)^2 } \rightarrow 0,9 \cdot (0,003+x)^2=(0,003-x)^2
\\
\\
x=7,9.10^{-5}
\\
[ SO_3 ]=[ NO_2 ]=\frac{0,003+7,9×10^{-5}} {0,75}=\mathbf {4,11.10^{-3}M}
\\
[ SO_2 ]=[ NO ]=\frac{0,003-7,9×10^{-5}} {0,75}=\mathbf {3,89.10^{-3}M}
\\[0.5cm]
\text{El valor de } K_p \text{ és:}
\\
\mathbf{K_p=K_c \cdot ( RT )^{ \Delta n }=0,9 \cdot (RT)^0=0,9}
}
\] \[
\displaystyle{
\textbf{Trobeu les pressions parcials, Kc i Kp de la següent reacció en l’equilibri:}
\\[0.5cm]
SbCl_5 (g) ⇌ SbCl_3 ( g ) + Cl_2 ( g ) \enspace \alpha=30\%, V=5L, T=185ºC, n_0( SbCl_5 )=2 \text{ mols}
\\[0.5cm]
\begin{matrix}
Etapa & {}:{} & SbCl_5 (g) & {}⇌{} & SbCl_3 (g) & {}+{} & Cl_2 (g) \\
Inici& {}:{} & n & {}⇌{} & 0 & {}+{} & 0 \\
Reacciona& {}:{} & -n\alpha & {}⇌{} & +n\alpha & {}+{} & +n\alpha \\
Equilibri& {}:{} & n-n\alpha &{}⇌{} & n\alpha & {}:{} & n\alpha \\
[] Equilibri& {}:{} & \frac{n(1-\alpha)}{V} & {}⇌{} & \frac{(n\alpha)}{V} & {}+{} & \frac{(n\alpha)}{V}
\end{matrix}
\\[0.5cm]
K_c=\frac{{n\alpha^2}}
{(1-\alpha) \cdot V}=\frac{ (2 \cdot 0,3^2) }{ (1-0,3) \cdot 5 }=0.0514
\\[0.5cm]
n_t=n(SbCl_5)+n(SbCl_3)+n(Cl_2)=n(1-\alpha)+n\alpha+n\alpha=
\\
2( 1-0,3 )+2 \cdot 0,3+2 \cdot 0,3=1,4+0,6=2
\\[0.5cm]
P_t=\frac{ n_t \cdot R \cdot T }{ V }=\frac{ 2 \cdot 0,082 \cdot (185+273) }{ 5 }=15,02 atm
\\[0.5cm]
x( SbCl_5 )=\frac{ 2(1-0,3) }{ 2 }=0,70 \rightarrow p( SbCl_5 )=0,70 \cdot 15,02=10,51 atm
\\
x( SbCl_3 )=\frac{ 2 \cdot 0,3 } { 2 }=0,3 \rightarrow p( SbCl_3 )=0,3 \cdot 15,02=4,51 atm
\\
x( Cl_2 )=\frac{ 2 \cdot 0,3 }{ 2 }=0,3 \rightarrow p( Cl_2 )=0,3 \cdot 15,02=4,51 atm
\\[0.5cm]
K_p=\frac{ p(SbCl_3) \cdot p(Cl_2) }{ p(SbCl_5) }=\frac{ 4,51^2 }{ 10,51 }=1,94 atm
}
\]

EXERCICIS BAT

EXERCICIS PAU

  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

Termoquímica

Instruccions abans de començar

1. Estat i condicions estàndard

L’estat estàndard d’una substància pura és un estat de referència descrit amb variables intensives que no inclou la temperatura. Es descriu amb el símbol º o ⊖:

  • Per a un gas, la condició d’estat estàndard és que compleixi l’equació dels gasos ideals a la pressió d’1 bar.
  • Les condicions estàndard d’un sòlid o un gas en una solució ideal diluïda són una concentració 1M a la pressió d’1 bar.
  • Les condicions estàndard d’un element són que estigui en la forma més estable a 1 bar de pressió.
  • Per als ions en solució aquosa l’estat estàndard és quan la concentració d’ions H+ és 1M.

Les condicions de pressió i temperatura estàndard (STP) de mesura són condicions experimentals establertes arbitràriament per tal de poder comparar dades termodinàmiques en condicions diferents. La IUPAC les estableix a 273,15 K i 1 bar de pressió (100 kPa) i NIST a 298,15 K i un bar de pressió, tot i que hi ha altres convencions.

2. Entalpia

L’entalpia és una funció d’estat termodinàmica que mesura el contingut energètic d’un sistema a pressió constant \[(\Delta H=\Delta U-P \cdot \Delta V).\] El terme \[P \cdot \Delta V\] és molt petit per a sòlids i líquid perquè són incompressibles.

L’entalpia és la suma de totes les energies del sistema (d’enllaç, de solvatació, etc.). En calculem la variació i no pas el valor absolut perquè l’energia interna és difícil de mesurar.

Les substàncies tenen un contingut energètic o entalpia que varia en les reaccions químiques.

2.1 Entalpia de formació de substàncies pures

ENTALPIES DE FORMACIÓ, CALORÍMETRE

L’entalpia estàndard de formació d’una substància pura és l’energia que cal per a formar-ne un mol a partir dels elements que la formen en condicions d’estat estàndard.

Establim que l’entalpia o contingut energètic d’un element és zero en condicions d’estat estàndard. En assignar arbitràriament entalpia zero a la formació dels elements, la mesura de la calor despresa de la reacció amb un calorímetre és l’entalpia de formació del compost. La mesura es fa determinant la variació de la temperatura de la reacció:

\[q=m \cdot c_e \cdot \Delta T\]

Les entalpies de formació d’una substància pura determinades es tabulen per mol de substància formada per a fer-les servir en la determinació de l’entalpia d’una reacció.

Exemple

\[
C( grafit ) +2S( s ) \rightarrow CS_2(l) \, \Delta H_{formació}=86.3 KJ
\\[0.5cm]
\Delta H^0_f [C(grafit )]=0 KJ.mol^{ -1 }
\\
\Delta H^0_f [S(s )]=0 \,KJ.mol^{ -1 }
\\[0.5cm]
\Delta H^0_{reacció}=\Delta H^0_f [CS_2(l)]=\Delta H^0_f CS_2(l)-[\Delta H^0_f C( grafit )+2 \Delta H^0_f S( s )]=86.3KJ
\]

2.2 Entalpia de les reaccions

L’entalpia estàndard de reacció és la variació d’entalpia de la reacció quan totes les substàncies són en estat estàndard.

Si la reacció desprèn calor (\[ΔH_r<0\]), la reacció és exotèrmica. Si li hem de subministrar calor perquè es produeixi (\[ΔH_r>0\]), és endotèrmica.

Quan la reacció és entre sòlids i líquids, la variació de volum de la reacció és petita i l’entalpia és igual a l’energia interna:

\[\Delta U=q+w=q_p+w=\Delta_r+w=\Delta H_r\]

Si la reacció és entre gasos, haurem de tenir en compte la llei dels gasos ideals:

\[\Delta H_r=\Delta U-P \cdot T \Delta V=\Delta U-\Delta n \cdot R \cdot T\]

2.3 Càlcul de l’entalpia de reacció

  • Usant la taula de les entalpies de formació de les substàncies:
\[\Delta H^0_r= \Sigma n_p \cdot \Delta H^0_{f,p}- \Sigma n_r \cdot \Delta H⁰_{f,r}\]
  • Usant la taula de les energies d’enllaç de les substàncies:
\[\Delta H⁰_r= \Sigma n_r \cdot \Delta H^0_{e,r}- \Sigma n_p \cdot \Delta H⁰_{e,p}\]

Exemple

\[
C-H : 414 KJ/mol, \,Cl-Cl:243 KJ/mol, \,C-Cl:339 KJ/mol,
\\H-Cl:431 KJ/mol
\\[0.5cm]
\text{a. Escriviu la reacció de cloració del metà}
\\
\text{b. Quina és l’entalpia estàndard de la reacció de cloració del metà?}
\\[0.5cm]
a. CH_4+4Cl_2 \, \rightarrow \, CCl_4 + 4HCl
\\
b. \Delta H_{reacció}=\Delta H_{enllaços \,trencats \,productes}-\Delta H_{ enllaços \,formats \,reacctius }
\\
\Delta H_{reacció}=[\Delta H(4 \cdot C-H+4 \cdot Cl-Cl )]-[\Delta H( 4 \cdot C-Cl )+4 \cdot H-Cl]
\\
\Delta H_{reacció}=(4 \cdot 414+4 \cdot 243)-( 4 \cdot 339+4 \cdot 431 )=\mathbf {-452KJ}
\]

L’entalpia d’enllaç és l’energia continguda en els enllaços atòmics d’una molècula.

Per a trencar l’enllaç dels reactius cal subministrar energia. Quan es formen els nous enllaços dels productes, es desprèn energia perquè termodinàmicament són més estables.

Exemple

\[
\displaystyle{
\text{L’entalpia estàndard de la combustió del butà és
de – 2 660 kJ/mol.}
\\[0.5cm]
\text{a. Formuleu l’equació termoquímica de la combustió del butà}
\\
\text{b. Quina quantitat de calor es desprèn en la combustió d’1} m^3 \text{ de butà}
\\
\text{ en condicions estàndard?}
\\
\text{c. Calculeu la variació d’energia interna global del procés}
\\[0.5cm]
\text{RESOLUCIÓ}
\\[0.5cm]
a. \,2C_4 H_{10} + 13O_2 \, \rightarrow \, 8CO_2 + 10H_2 O
\\
b. \,n_{butà}=\frac{ P \cdot V }{ R \cdot T }=\frac{ 1atm \cdot 1m³ }{ 0.082 \cdot 298K }=0.041 \text{ mols butà}
\\
0.041 \text{ mols butà} \cdot \frac{-2 660 KJ }{ 1 \text{ mol butà}}=\mathbf {-109.06 KJ}
\\
c. \,\Delta H=\Delta U – \Delta n \cdot R \cdot T \,\rightarrow \, \Delta U=\Delta H + \Delta n \cdot R \cdot T
\\
\Delta U=-109 060+(18-15) \cdot 8.314 \cdot 298=\mathbf {-101 627.28 J}
}
\] \[
\displaystyle{
\text{La combustió d’un mol de propà a 298K i 1.01×10⁵ Pa desprèn 2 220KJ.}
\\[0.5cm]
\text{a. Escriviu i igualeu la reacció i indiqueu la quantitat d’energia en forma de calor}
\\
\text{que s’obtindrà en la combustió de 154g de propà.}
\\
\text{b. Calculeu la massa d’aigua sòlida (gel) a -10ºC que pot escalfar-se}
\\
\text{fins a la temperatura de 80ºC si es cremen 154g de propà.}
\\[0.5cm]
M(C)=12g/mol, \,M(H)=1g/mol, \lambda_{fusió} (gel)=334 KJ/Kg,
\\
c_e (gel)= 2 090 J.kg^{-1}. k^{-1}, \,c_e (aigua)= 4 180 J kg^{-1} k^{-1}.
\\[0.5cm]
\text{RESOLUCIÓ:}
\\[0.5cm]
a. \,2C_3 H_8 + 10O_2 \,\rightarrow \, 6CO_2 + 8H_2 O \, \Delta H_r=2 220 KJ.Kg^{ -1 }.K^{ -1 }
\\[0.5cm]
1 \text{mol propà}=3 \cdot 12+8 \cdot 1=44 \, g.mol^{ -1 } \,\rightarrow \, 154 \text{ g propà} \cdot {\frac{\text{1 mol propà}}{ 44 \text{ g propà}}}=3.5 \text{mols propà}
\\
3.5 \text{ mols propà} \cdot {\frac {2 220 KJ}{ \text{1 mol propà}}}=\mathbf {7 770 KJ}
\\[0.5cm]
b.
\\
q_1(-10ºC \rightarrow 0ºC_{sólid})=m.c_e (gel).\Delta T=m \cdot 2 090 \cdot [ 0-(-10) ]=20 900m
\\
q_2( 0ºC_{sòlid} \rightarrow 0ºC_{líquid} )=m.\lambda_{gel}=m \cdot 334 000=334 000m
\\
q_3( 0ºC_{líquid} \rightarrow 80ºC_{líquid} )=m.c_e( aigua ).\Delta T=m \cdot 4 180 \cdot (80-0)=334 000m
\\
\\
q_1+q_2+q_3=688 900m=7 770 000
\\
m=\frac{7 770 000 }{ 688 900 }=\mathbf{11.28 \text{Kg de propà}}
}
\]

3. Lleis de Hess

La llei de Hess diu que la calor bescanviada en una reacció química a pressió o volum constant és la mateixa si la reacció es fa en un sola etapa o en diferents etapes. De fet, si això no fos cert, violaria la primera llei de la termodinàmica de conservació de l’energia.

Podem determinar-la de manera experimental amb un calorímetre, però no és possible quan es produeixen processos intermedis. Però, si coneixem l’entalpia d’aquests processos, podem calcular-la mitjançant la llei de Hess.

Exemple

\[
\displaystyle{
\text{Calcula l’entalpia estàndard de la reacció de síntesi del disulfur de
carboni, } CS_2 (l)
\\
\text{a partir dels seus elements, } C (grafit),S(s), \text{ sabent que:}
\\[0.5cm]
\begin {matrix}
C( grafit ) + O_2(g) \rightarrow CO_2( g ) & {}:{} & \Delta H=-393.5 KJ
\\
S( s ) + O_2 ( g ) \rightarrow SO_2 &{}:{}& \Delta H=-296.1 KJ
\\
CS_2(l)+ 3O_2 (g) \rightarrow CO_2(g) + 2 SO_2( g ) &{}:{}& \Delta H=-1 072 KJ
\end {matrix}
\\[1cm]
\text{RESOLUCIÓ:}
\\[0.5cm]
\text{La reacció de formació del }CS_2( l )\text{ és: C( grafit ) + 2S( s )} \rightarrow \, CS_2( l )
\\[0.5cm]
\text{Multiplicant la segona equació per dos, canviant de signe la tercera i sumant-les totes:}
\\[0.5cm]
\begin {matrix}
C( grafit ) + O_2(g) \rightarrow CO_2( g ) &{}:{}& \Delta H=-393.5 KJ
\\
2S( s ) + 2 O_2 ( g ) \rightarrow {2SO_2(g)} &{}:{}& \Delta H=-592.2 KJ
\\
CO_2(g) + {2SO_2( g )} \rightarrow CS_2(l)+ {3O_2 (g)} &{}:{} & \Delta H=+1 072 KJ
\\
\mathbf {C( grafit ) +2S( s ) \rightarrow CS_2(l)} &{}:{}& \mathbf{\Delta H=86.3 KJ}
\end{matrix}
}
\]

4. Cicle de Börn-Haber

El cicle de Börn-Habber és un cicle de reaccions per a calcular l’energia reticular o de xarxa dels sòlids iònics cristal·lins (\[U_r\] ) a partir dels seus ions en estat gasós.

Com que no és possible mesurar-la directament, es calcula aplicant la llei de Hess a un cicle termodinàmic, l’expressió global del qual és:

\[nM^{+n} (g)+ nX^{-m}(g) \overset{U_r}{\rightarrow} M_mX_n(s)\]

L’entalpia de formació del sòlid iònic que volem emprant la seqüència de cicle de Börn-Habber és:

Els passos del cicle de Börn-Habber són:

  1. Atomització del metall: \[M_{(s)} \rightarrow M_{(g)} + \Delta H_{sublimació}\]
  2. Ionització del metall: \[ M_{(g)} \rightarrow M^{+}_{(g)} + e^{-} + \Delta H_{potencial \, ionització}\]
  3. Atomització del no metall: \[\frac {1}{2} X_2 (g) \rightarrow X(g) + \Delta H_{dissociació}\]
  4. Ionització del no metall: \[X_{(g)} + e^{-} \rightarrow X^{-}_{(g)} + \Delta H_{afinitat \, electrònica}\]
  5. Formació del sòlid iònic a partir dels ions: \[M^{+}_{(g)} + X^{-}_{(g)} \rightarrow MX_{(s)} + \Delta H_{reticular}\]

Per tant, sumant totes les equacions s’obté que:

\[{
M(s)+ \frac{1}{2} X_2 \rightarrow MX(s) +\Delta H_f
\\
(\Delta H_f=\Delta H_{sublimació}+\Delta H_{p. \, ionització}+\Delta H_{dissociació}+\Delta H_{a. \, electrònica}+\Delta H_{reticular})
\\[0.5cm]
\Delta H_{reticular}=\Delta H_{formació}-(\Delta H_{sublimació}+\Delta H_{p. \, ionització}+\Delta H_{dissociació}+\Delta H_{a. \, electrònica})
}
\]

Per a arrancar electrons d’un element cal saber-ne l’energia d’ionització, i per a afegir-n’hi l’afinitat electrònica.

Exemple

\[
\small{
\text{Calcula la energía reticular del NaCl a partir dels seus elements en estat estàndard sabent que la reacció}
\\
\text{desprèn -410,7 kJ.}
\\
\text{DADES:}
\\[0.5cm]
\Delta H_{sublimació} (Na) = 109 kJ/mol; \Delta H_{ionització} (Na) = 494 kJ; \Delta H_{dissociació} (Cl_2) = 244 kJ/mol
\\
\Delta H_{afinitat electrónica} (Cl) = – 348 kJ/mol
\\[0.5cm]
\text{RESOLUCIÓ:}
\\[0.5cm]
\begin{matrix}
\text{Reacció de formació del clorur de sodi} & {}:{} & Na( s ) + \frac{1}{2} Cl_2( g )
\\[0.5cm]
\text{2. Ionització del metall} & {}:{} & Na( g ) \rightarrow Na^{+}( g ) + \Delta H_{ionització } >0
\\
\text{3. Atomització del no metall} & {}:{} & \frac{1} {2} Cl_2( g ) \rightarrow Cl( g ) + \Delta H_{dissociació}>0
\\
\text{4. Ionització del no metall} & {}:{} & Cl( g ) + e^{-} \rightarrow Cl^{-}( g ) + \Delta H_{afinitat electrónica}<0
\\
\text{5. Formació del sólid iònic a partir dels ions} & {}:{} & Na^{+}( g ) + Cl^{-}(g) \rightarrow NaCl(s) + \Delta H_{reticular} <0
\end{matrix}
\\[2cm]
\Delta H_{formació}=\Delta H_{sublimació}+\Delta H_{ionització}+\Delta H_{dissociació}+\Delta H_{afinitat electrónica}+\Delta H_{reticular}
\\
\Delta H_{reticular}=\Delta H_{formació}-\Delta H_{sublimació}-\Delta H_{ionització}-\Delta H_{dissociació}-\Delta H_{afinitat electrónica}
\\
\mathbf{\Delta H_{reticular}=-410.7-109-494-\frac{1}{2} 244+348=-787.7KJ/mol}
}
\]

EXERCICIS PAU

  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

Termodinàmica

Instruccions abans de començar

1. Introducció

La termodinàmica són les lleis de la conversió de l’energia i de l’energia en treball. Estudia la relació entre l’energia, la quantitat i direcció de la calor transferida i el treball en els processos físics i químics naturals.

Es basa en tres principis: 1) que l’energia de l’univers es manté constant i que es transforma per tal d’obtenir calor que es pugui transformar en treball, 2) que en un procés espontani l’entropia sempre augmenta i 3) que en el zero absolut l’entropia és zero.

Un sistema termodinàmic és una part de l’univers que imaginem isolada de la resta de l’univers en la qual es produeixen els processos termodinàmics. Diem que un sistema és obert quan hi ha bescanvi de matèria i energia amb l’exterior, tancat si el bescanvi és sols de matèria i aïllat quan no hi ha bescanvi ni d’energia ni de matèria.

Les variables termodinàmiques són les magnituds que determinen l’estat d’un sistema termodinàmic. Les variables termodinàmiques pressió, volum i temperatura són funcions d’estat (funció que defineix l’estat d’un sistema i que no depèn de com s’ha arribat a aquest estat). El valor d’una funció d’estat sols depèn de l’estat del sistema independentment del camí seguit per arribar-hi.

Els processos termodinàmics són les transformacions dels sistemes termodinàmics i de l’entorn:

  • Procés isotèrmic: la temperatura es manté constant durant el procés.
  • Procés isobàric: la pressió es manté constant durant el procés.
  • Procés isocor: el volum es manté constant durant el procés.
  • Procés adiabàtic: no hi ha bescanvi de calor entre el sistema i l’entorn.

La termodinàmica es fonamenta en quatre lleis, que són:

2. Llei zero de la termodinàmica:

Tres sistemes termodinàmics (A, B, C) es posen en contacte entre si:

Si A i B estan en equilibri termodinàmic i B i C estan en equilibri termodinàmic, A i C també estan en equilibri termodinàmic.

Quan dos sistemes en contacte no estan en equilibri termodinàmic, bescanvien energia o matèria.

3. Primer principi de la termodinàmica:

\[\Delta U=q+w\]

L’energia interna (ΔU) d’un sistema és l’energia cinètica i potencial dels àtoms i molècules d’aquest sistema. Si és un sistema aïllat, aquesta energia es conserva \[(ΔU=0)\] i sols pot variar si el sistema deixa de ser aïllat, és a dir, subministrant o cedint calor i treball.

L’energia interna és una funció d’estat. La calor i el treball no són funcions d’estat, és per això que es representen en minúscules. En un procés cíclic el sistema torna al seu estat original i, per tant, \[U_2=U_1, q=-w\].

Si el sistema absorbeix calor o rep treball (compressió), el signe és positiu perquè augmenta l’energia interna. Si desprèn calor o fa treball (expansió) el signe és negatiu perquè l’energia interna minva.

El bescanvi de calor es calcula fent \[q=m \cdot c_e \cdot \Delta T\]. En els canvis de fase, \[q=m \cdot \lambda\]. I el treball bescanviat entre el sistema i l’entorn és \[w=-P \cdot \Delta V\].

Segons els conveni de signes de la IUPAC, \[\Delta U=q+w\]. En aquest cas, la llei s’expressa en funció del treball termodinàmic fet per l’entorn sobre el sistema i \[w=-P \cdot \Delta V\]. Aquest conveni segueix les indicacions de Max Planck que considerava les aportacions al sistema positives i les aportacions a l’entorn negatives independentment de si el dispositiu termodinàmic genera (generador) o consumeix energia (motor).

Segons el conveni clàssic de Clausius, \[\Delta U=q-w\] i \[w=+P \cdot \Delta V\]. Ambdós sistemes són correctes, però s’ha de deixar clar quin es fa servir en cada moment per tal d’evitar confusions.

3.1 Procés isotèrmic (ΔT=0)

\[\Delta T=0 \rightarrow \Delta U=0 \rightarrow q=-w\]

Si la temperatura del focus calent i fred són iguals, l’energia interna dels àtoms i molècules no canvia i tot el calor rebut s’inverteix en fer treball.

En aquest procés, la calor és subministrada o retirada del sistema per tal de mantenir la temperatura constant.

3.2 Procés isobàric (ΔP=0)

\[
\Delta P=0 \rightarrow q=q_p, w=-P \cdot \Delta V \rightarrow \Delta U=q_p-P \cdot \Delta V
\\[0.5cm]
\text {Com que, } q_v=\Delta U \rightarrow q_p=q_v+P \cdot \Delta V
\\[0.5cm]
\text {Si en el procés intervenen gasos ideals }: q_p=q_v+ \Delta n \cdot R \cdot T
\\[0.5cm]
\Delta H=\Delta U+\Delta n \cdot R \cdot T
\\
q_p=q_v+\Delta n \cdot R \cdot T
\]

Com que en les reaccions que es fan al laboratori la pressió és constant, són processos isobàrics. A la calor \[(q_p)\] bescanviada en aquestes reaccions (a pressió constant) li diem entalpia \[(H)\]. L’entalpia pot ser positiva (reacció endotèrmica) o negativa (reacció exotèrmica). El sistema pot expandir-se o comprimir-se.

En un gas ideal, considerem que l’energia interna sols depèn de la temperatura perquè no es tenen en compte les interaccions entre els àtoms i molècules. Per tant, ja que \[\Delta P=\Delta V=0,\] sols fan moviments de translació (llei de Joule): \[w=0 \rightarrow \Delta U=q_v=m \cdot c_e \cdot \Delta T\].

3.3 Procés isocor (ΔV=0)

\[\Delta V=0 \rightarrow w=0, \Delta U=q_v=m \cdot c_e \cdot \Delta T\]

3.4 Procés adiabàtic (q=0)

\[q=0 \rightarrow \Delta U=w\]

El sistema no bescanvia calor amb el seu entorn. Un procés adiabàtic produeix un augment o descens de la temperatura del sistema. Si és reversible, és un procés isentròpic (l’entropia no varia) i \[d S=\frac{\delta q}{T}\].

En canvi, en un sistema isotèrmic, en el qual la transferència de calor és màxima, la temperatura ha de romandre constant.

4. Segon principi de la termodinàmica

La primera llei de la termodinàmica diu que l’energia es conserva, però hi ha molts processos en els quals es conserva l’energia que no són possibles (que un cos calent n’escalfi un de fred, per exemple).

La primera llei tampoc diu si la calor es pot convertir en treball o a l’inrevés ni en quina proporció, tot i que per experiència sabem que és possible transformar tota la calor en treball però no pas al revés.

La segona llei resol aquest problema i determina si un procés natural que compleixi la primera llei és possible o no.

4.1 Processos reversibles i processos irreversibles

Termodinàmica, Processos reversibles i irreversibles

Imaginem un sistema termodinàmic en equilibri d’un gas en un èmbol a una pressió P1, temperatura T i que ocupa un volum V1, que canvia l’estat a una altra pressió P2 i volum V2:

  • Un procés reversible és un procés en el qual les variables termodinàmiques que defineixen l’estat del sistema varien en quantitats infinitesimals, de manera que es pugui recuperar l’estat anterior invertint el procés. L’energia, treball o matèria bescanviada amb l’entorn també ha de recuperar-se quan s’inverteix el procés. En un procés reversible, el sistema passa per una successió continua d’estats en equilibri.
  • Un procés irreversible és un procés que no pot recuperar l’estat anterior quan se n’inverteix el sentit.

A la pràctica, tots els processos naturals són irreversibles, però podem aproximar-los a processos teòrics reversibles per tal de estudiar-ne el comportament ideal. L’exemple anterior, és una compressió isotèrmica, però podria haver estat una compressió adiabàtica fent que no entrés ni sortís calor del sistema. En una compressió adiabàtica la temperatura del sistema augmentarà.

4.2 El Cicle de Carnot

Un cicle reversible important és el cicle de Carnot. El cicle de Carnot determina la capacitat màxima d’un sistema termodinàmic per a convertir la calor en treball. Per tant, determina el rendiment màxim teòric d’una màquina tèrmica reversible que opera entre una temperatura freda i una de calenta.

Però, les pèrdues d’energia d’un procés fan que la reversibilitat no sigui possible, i el rendiment d’una màquina tèrmica real sempre és més petit que el rendiment òptim d’una màquina de Carnot que funcioni amb el mateix interval de temperatures. El cicle de Carnot representa el màxim rendiment perquè tota la calor és subministrada al fluid del sistema a la màxima temperatura perquè no hi ha pèrdues.

El cicle de Carnot és el procés reversible d’un gas ideal de dues etapes isotèrmiques i dues d’adiabàtiques. Es representa en un diagrama P-V de quatre etapes:

Termodinàmica, Cicle de Carnot

1-2 Expansió isotèrmica del gas ideal:

\[
\displaystyle{
P \cdot V=constant
\\
q_{calent}=w_{1-2}=n \cdot R \cdot T \cdot ln \frac {V_2} {V_1}
\\
dU=0
}
\]

En el pas 1-2 tota la calor absorbida es fa servir per expandir el gas.

2-3 Expansió adiabàtica del gas ideal:

\[
P \cdot V^\gamma=constant
\\
q_{2-3}=0
\\
w_{ 2-3 }=\Delta U=q_v=n \cdot C_v ( T_3-T_2 )
\]

El coeficient de dilatació adiabàtica, factor d’expansió isentròpica o índex adiabàtic, és la relació entre la capacitat calorífica o tèrmica a pressió constant i la capacitat calorífica a volum constant:

\[\displaystyle{\gamma= \frac {C_p} {C_v}}\]

En un gas ideal, la capacitat calorífica és constant amb la temperatura i

\[\displaystyle{H=C_p \cdot T , U=C_v \cdot T \rightarrow \gamma=\frac {H}{T}}\].

3-4 Compressió isotèrmica del gas ideal

\[
q_{fred}=w_{3-4}=n \cdot R \cdot T \cdot ln \frac{V_4} {V_3}
\\
dU=0
\]

En el pas 3-4 el treball de compressió fa que es cedeixi calor al focus fred.

4-1 Compressió adiabàtica del gas ideal

\[
P \cdot V^\gamma=constant
\\
q_{4-1}=0
\\
w_{ 4-1 }=\Delta U=q_v=n \cdot C_v ( T_1-T_4 )
\]

4.2.1 q, w, \[\Delta U\] i \[\eta\] globals

En les etapes isotèrmiques, \[\Delta U=0 \, i \, q=w\]. En les adiabàtiques, \[q=0\].

El rendiment és l’eficiència tèrmica de Carnot expressada en funció de les temperatures:

\[ \displaystyle {\eta=\frac{q_{fred}} {q_{calent}}}\]

L’eficiència tèrmica de Carnot expressada en funció de les temperatures és:

\[ \displaystyle {\eta=1-\frac{T_{calenta}}{T_{freda}}}\]

Com més gran sigui la diferència de temperatures d’operació més alta serà la eficiència màxima possible d’una màquina real operant amb la mateixa diferència de temperatures.

Si és una màquina irreversible real: \[\eta<\eta_C\]

Si és una màquina reversible teòrica: \[\eta=\eta_C\]

No és possible que \[η > η_C\]. L’eficiència tèrmica relativa d’una màquina és \[\displaystyle{\eta=\frac{\eta}{\eta_C}}\].

El diagrama TS de la màquina de Carnot és:

Termodinàmica, Representació TS Cicle de Carnot

El treball fet en tot el cicle és:

\[W=T_{calenta} \cdot \Delta S_{1-2}-T_{freda} \cdot \Delta S_{3-4}=Q_{calenta}-Q_{fred}\] i la variació de l’entropia és zero.

En un sistema irreversible,

\[\Delta S=\Delta S_{calenta}- \Delta S_{freda} \rightarrow W=T_{freda} \cdot \Delta S\]

És a dir, que l’entropia de l’univers sempre augmenta. L’energia total es manté, però com que cada vegada és més freda, perd capacitat de fer treball.

4.3 La segona llei de la termodinàmica

El 1824 Carnot va adonar-se que la força motriu de les màquines de vapor era deguda al bescanvi de calor i la diferència de temperatures i que no tenia gens d’importància la substància de treball que s’emprés. Inventà el concepte de màquina i cicle reversibles i va afirmar que l’eficiència de les màquines reversibles que operen amb les mateixes temperatures és la mateixa, que cap màquina irreversible que funcioni amb aquestes temperatures pot superar l’eficiència de la màquina reversible, i que aquesta eficiència és la màxima que pot assolir qualsevol màquina tèrmica que funcioni amb aquestes temperatures.

Després de la mort de Carnot el 1832, Clàusius, Kelvin i Planck confirmaren aquest principi i van enunciar la segona llei de maneres diferents. Però aquests enunciats són tots equivalents i demostren que sols és possible que la calor flueixi de la font calenta a la freda espontàniament, i que per fer el procés invers cal subministrar treball al sistema.

4.4 L’entropia

La llei zero de la termodinàmica es relaciona amb la temperatura. La primera, es relaciona amb l’energia interna. I la segona es relaciona amb l’entropia.

L’entropia es definí inicialment com l’energia no disponible per fer treball. Més tard, Ludwig Boltzmann definí l’entropia com la probabilitat de les possibles configuracions microscòpiques dels àtoms i molècules que es corresponen amb un estat macroscòpic del sistema i demostrà que \[S=k*\ln\Omega.\]

4.4.1 Processos reversibles

En el cicle de Carnot, \[\displaystyle{\frac{ Q_1 } { T_1 }=\frac{ Q_2 } { T_2 }, \frac { Q_1 } { T_1 }-\frac{ Q_2 } { T_2 }=0.}\]

L’entropia \[S\] és defineix com \[\displaystyle{dS=\frac{\delta q}{dT}.}\] \[S\] també és una funció d’estat.

4.4.2 Processos irreversibles

Com que és una variable d’estat, l’entropia sols depèn de l’estat del sistema. En un procés irreversible el canvi d’entropia entre dos estats en equilibri augmenta:

Exemple: dilatació lliure

Una expansió isotèrmica lliure d’un gas ideal és un procés irreversible. Calcularem el canvi d’entropia emprant la trajectòria reversible de l’etapa 1-2 del cicle de Carnot:

\[
\displaystyle{
S_2-S_1=\int_{1}^{2} {\frac{ dQ } { T }}=n \cdot R \cdot ln \frac{ V_2 } { V_1 }
\\[0.5cm]
\text{Si suposem que en l’expansió es dobla el volum:}
\\[0.5cm]
\Delta S=n \cdot R \cdot \ln2>0
}
\]

Exemple: conducció de la calor

Dos cossos semblants que tinguin temperatures diferents (T1, T2) arribaran a una temperatura d’equilibri Te. Com en l’exemple anterior, per a calcular el canvi d’entropia cercarem un procés reversible de T1 a T2:

El procés irreversible i el procés reversible usat per a calcular el canvi d’entropia són dos processos diferents, però com que els estats inicial i final d’ambdós coincideixen i l’entropia és una funció que depèn sols de l ‘estat del sistema, podem usar el reversible per a calcular en canvi d’entropia de l’irreversible.

\[
\displaystyle{
\text{L’entropia perduda pel cos calent és: } \Delta S_1 \simeq -\frac{ Q } { T_{1m} }
\\
\text{I l’entropia guanyada pel cos fred és: } \Delta S_2 \simeq +\frac{ Q } { T_{2m} }
\\
T_{1m} \text{ és la temperatura mitjana de } T_1,T_e \text{ i } T_{2m} \text{ és la temperatura mitjana de } T_2, T_e.
\\
\text{Q és el calor extret de } T_1 \text{ que suposem es transfereix totalment a } T_2.
\\[0.5cm]
\text{Per tant, el canvi d’entropia del procés és:}
\\[0.5cm]
\Delta S=\Delta S_1+\Delta S_2=-\frac{ Q }{ T_{1m} }+\frac{ Q }{ T_{2m} }
\\[0.5cm]
\text{Com que } T_{1m}>T_{2m}, S_2>S_1 \text{ i l’entropia del sistema augmenta.}
}
\]

4.5 Entropia i la segona llei

En un procés natural o irreversible que comença i acaba en dos estats d’equilibri diferents sempre anirà en la direcció que faci créixer l’entropia de l’univers (sistema + medi ambient).

Però, en un sistema reversible, l’entropia de l’univers no varia perquè, si augmenta l’entropia del sistema, minvarà la de l’entorn, i si minva la del sistema, augmentarà la del medi ambient. La raó és que la diferència de temperatura entre el sistema i el medi ambient tan sols és dt, mentre que en un d’irreversible la diferència de temperatura entre ambdós sistemes és molt gran.

En els processos adiabàtics, reversible o irreversibles, no hi ha transferència de calor amb el medi ambient (entorn). Per tant, el canvi d’entropia és el canvi d’entropia del sistema termodinàmic \[(ΔS_{univers}=ΔS_{sistema}+ΔS_{medi ambient}).\]

Exemple

Calculeu el canvi d’entropia d’un sistema d’1 Kg de gel a 0ºC que es fon irreversiblement en aigua a la mateixa temperatura. La calor latent de fusió es de 79.6 cal/g:

\[
\displaystyle{
\text{En un procés reversible:}
\\[0.5cm]
S_{aigua}-S_{gel}=\int_{0}^{Q̣}{\frac{ dQ }{ T }}=\frac{ 1 }{ T } \int_{0}^{Q}{dQ}=\frac{ Q }{ T }
\\
1.10^3 g \cdot 79.6 cal/g=7.96.10^4 cal \rightarrow \frac{ Q }{ T }= \frac{ 7.96.10^4}{ 273 }=292 cal/K= 1 220 J/K.
}
\]

Exemple

Calculeu el canvi d’entropia d’un gas ideal en una dilatació isotèrmica reversible de V1 a V2:

\[
\displaystyle{
dU=\delta q-P \cdot dV=0, \delta q=p \cdot dV
\\
dS=\frac{ \delta q }{ T }=\frac{ P. dV }{ T }
\\
\text{Com que }p=\frac{nRT}{V} \rightarrow dS= \frac{n \cdot R \cdot dV } { V }
\\
S_2 – S_1=\int_{V_1}^{V_2} {dS}=\int_{V_1}^{V_2} {\frac{n \cdot R \cdot dV }{ V }}= \mathbf{n \cdot R \cdot [ln { V }] _{V_1}^{ V_2 }}
}
\]

Com que és un procés reversible, l’entropia del sistema més l’entorn no varia: es subministra calor al gas per tal que s’expandeixi, que després és cedeix a l’entorn.

5. Tercer principi de la termodinàmica

La tercera llei de la termodinàmica proporciona una escala absoluta de valors per a l’entropia. La variació d’entropia d’un sòlid cristal·lí al zero absolut és zero.

6. Energia lliure de Gibbs

Segons la primera llei de la termodinàmica, \[ΔU=q+w \]. \[w \] és la suma del treball d’expansió més el treball útil: \[ΔU=q+w_e+w_{útil}=q-pΔV+w_{útil} \].

Si el procés és reversible,

\[q=TΔS \rightarrow ΔU=TΔS-pΔV+w_{útil}, w_{útil}= ΔU-TΔS+pΔV \].

En un procés a pressió constant:

\[H=U+pΔV \rightarrow w_{útil}= ΔU-TΔS+pΔV=ΔH-TΔS, ΔG= ΔH-TΔS \].

\[ΔG \] és la variació d’energia lliure de Gibbs o el màxim treball útil que es pot obtenir a temperatura i pressió constant en un procés reversible. És una funció d’estat que prediu la direcció de l’equilibri (mecànic i tèrmic) i d’espontaneïtat d’una reacció química en un sistema tancant a \[P , T \] constants, on sols és possible treball \[P-V \].

Els canvis en l’energia de Gibbs són útils per a avaluar el màxim treball útil que es pot obtenir a partir de processos termodinàmics. El valor de la funció energia de Gibbs és mínima quan el sistema assoleix l’equilibri. Si \[ ΔG>0 \], el procés no serà espontani.

Demostració:

Segons la segona llei de la termodinàmica:

\[ΔS_{univers}=ΔS_{sistema termodinàmic}+ΔS_{medi ambient}\].

Si el sistema està en equilibri tèrmic amb l’entorn:

\[
\displaystyle{
ΔS_{medi ambient}=ΔH_{medi ambient}/T=\frac{+ΔH_{sistema termodinàmic}} {T}
\\[0.5cm]
ΔS_{univers}=ΔS_{sistema termodinàmic}-\frac{+ΔH_{sistema termodinàmic}} {T}
\\
T \cdot ΔS_{univers}=T \cdot ΔS_{sistema termodinàmic}-ΔH_{sistema termodinàmic}
\\[0.5cm]
\text{Com que en un procés espontani } ΔS_{univers} \gt 0:
\\[0.5cm]
T \cdot ΔS_{sistema termodinàmic}-ΔH_{sistema termodinàmic}>0
\\
-(ΔH_{sistema termodinàmic}-T \cdot ΔS_{sistema termodinàmic}>0,
\\
-ΔG \gt 0 \rightarrow ΔG \lt 0.
}
\]

• \[\Delta G\]<0 si el procés és espontani
• \[\Delta G\]> 0 si el procés no és espontani (per tant, el procés invers serà espontani).
• \[\Delta G\]= 0 si el sistema és en equilibri químic.

Exercicis PAU

  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

La matèria

Instruccions abans de començar

Introducció

La matèria són les coses que formen la realitat que percebem mitjançat els sentits. Són els objectes detectables i mesurables per mitjans físics que ocupen un lloc a l’espai i tenen energia. La matèria experimenta canvis en el temps.

Substància és la matèria de què estan formats els cossos. Es distingeixen entre elles per les propietats físiques, químiques i organolèptiques.

L’organització de la matèria que forma el nostre univers físic és:

1. Estructura atòmica

1.1 L’àtom

La matèria és feta d’àtoms. L’àtom té un nucli fet de protons (\[p^+\]) i neutrons (\[n^0\]) i una escorça per on orbiten els electrons (\[e^-\]).

Tots els àtoms són neutres elèctricament (tenen tants protons com electrons), però com que no tenen la darrera capa d’electrons (capa de valència) del tot plena, són inestables. Per aconseguir omplir la capa de valència, reaccionen amb altres elements i formen compostos. Els gasos nobles no reaccionen amb cap altre àtom perquè tenen la capa de valència del tot plena, és per això són monoatòmics.

Quan un àtom perd electrons o guanya electrons es transforma en un ió. Si els perd, resta amb càrrega positiva (ara té més protons que electrons) i diem que és un ió positiu o un catió. Si els guanya, resta amb càrrega negativa (té més electrons que protons) i diem que és un ió negatiu o un anió.

Una unitat de massa atòmica (u.m.a) són \[1,62.10^{-27 }Kg\], aproximandament la massa d’un protó o d’un neutró. Segons aquesta definició, la massa atòmica d’un àtom expressada en u.m.a (A) és el nombre de protons (Z) més el nombre de neutrons (N): A=Z+N.

\[1 u.m.a=1,62.10^{-27 }Kg\]

Per tant, podem saber el nombre de neutrons que té un àtom fent la diferència del nombre màssic (A) i el nombre de protons (Z) que ens indica la taula periòdica: N=A-Z. L’hidrogen és l’únic element de la taula periòdica que no té cap neutró.

Exemple:

\[
\mathbf{{}^{12}_{6}C}
\\
A=12
\\
Z=6
\\
N=12-6=6
\]

Si un àtom té un nombre de neutrons diferent de A-Z, diem que és un isòtop d’aquest element. Molts elements de la taula periòdica tenen isòtops i, de fet, el nombre màssic A d’un element és la massa atòmica ponderada de la massa de tots els isòtops d’aquest element.

\[
\displaystyle{\bar M=\frac{ \Sigma (\text{% abundància} \cdot M_a) }{100 }}
\]

Exemple:

\[\displaystyle{
Li-6: \textbf{7.59%}, M_a=6.015
\\
Li-7: \textbf{92.41%}, M_a=7.016
\\
\overline M_{Li}=\frac{\text{7.59%} \cdot 6.015+ \text{92.41%} \cdot 7.016 }{ 100 }=\mathbf{6.94 g.mol^{-1}}
\\( M_a \text { del liti que mostra la taula periódica )}
}
\]

1.2 Elements

Un element és la matèria de què estan formats els cossos amb propietats físiques i químiques que no es pot dividir en parts més petites. Estan classificats a la taula periòdica.

Un mol és la quantitat de substància que té \[6,023.10^{23}\] partícules (subatòmiques, atòmiques o moleculars).

Exemple:

\[\text{1 mol } H_2 =6,023.10^{23} molècules \, H_ 2
\\
\text{1 mol } Fe=6,023.10^{23} àtoms \, Fe
\\
\text{1 mol } e^-=6,023.10^{23} \, e^- …
\]

La massa atòmica d’un element és la massa d’un mol d’àtoms d’aquest element. És relativa a la massa atòmica de \[C^{12}\], el patró de referència. La trobem a la taula periòdica per a cada element.

Exemple:

\[
M_A (H)= 1,008 g.mol^{-1}
\\
M_A (O)=15,999 g.mol^{-1}…
\]

1.3 Molècules

Una molècula és una agrupació d’àtoms units per un enllaç covalent (compartició d’electrons entre dos àtoms). Els àtoms units per enllaços iònics (enllaç electroestàtic entre un anió un catió) formen xarxes cristal·lines. Una molècula és una substància pura composta.

La massa molecular d’una molècula és la suma de les masses atòmiques que formen la molècula.

Exemple:

\[M(H_2SO_4)= 2.1,008+1.32,064+4.15,999=98,076 \, g.mol^{-1}\]

La fórmula molecular d’un compost representa la naturalesa i el nombre d’àtoms que formen el compost. Per exemple, la molècula d’àcid sulfúric (\[H_2SO_4\]) conté dos àtoms d’hidrogen, un de sofre i quatre d’oxigen.

1.4 Model atòmic de Dalton

Teoria sobre la constitució de la matèria (John Dalton, 1808) segons la qual la matèria està feta d’àtoms indivisibles i immutables. Aquesta teoria justifica les relacions ponderals senzilles entre els composts químics:

  • Els elements químics estan constituïts per partícules discretes, diminutes i indivisibles, anomenades àtoms que romanen inalterables en qualsevol procés químic.
  • Els àtoms d’un mateix element són tots iguals en massa, mida i en qualsevol altra propietat física o química.
  • Els compostos químics estan formats per “àtoms de compost” (molècules), tots iguals entre si, és a dir, quan dos o més àtoms de diferents elements es combinen per formar un mateix compost ho fan sempre en proporcions de massa senzilles, definides i constants.
  • A les reaccions químiques, els àtoms ni es creen ni es destrueixen, només canvien la seva distribució.

Per a Dalton, les partícules dels elements gasosos estaven constituïdes per un sol àtom (H, O, CI, N…) i les dels compostos com l’aigua o el clorur d’hidrogen estaven formades per sols dos àtoms diferents (HO, ClH).

Això no podia explicar la llei dels volums de combinació de Gay-Lussac segons la qual «hi ha una relació senzilla de nombres enters entre els volums dels gasos d’una reacció química».

Exemple:

\[
2H_2+1O_2 \rightarrow 2H_2O
\\
1H_2+1Cl_2 \rightarrow 2HCl
\]

1.5 Les hipòtesis d’Avogadro

  1. Igual volum de gasos, en les mateixes condicions de temperatura i pressió, contenen el mateix nombre de molècules.
  2. Els elements gasosos, com ara hidrogen, nitrogen i oxigen, estan constituïts per molècules diatòmiques que, en una reacció química, es poden separar en dos àtoms.

Segons Avogadro:

Les molècules són molt petites comparades amb l’espai que les separa en els gasos.

En una reacció química una molècula de reactiu reacciona amb una o més molècules d’un altre produint una o més molècules de producte.

Una molècula no pot reaccionar amb un nombre no sencer de molècules, perquè la unitat mínima de reactiu és la molècula.

Per tant, hi ha d’haver una relació directa entre els volums i el nombre de molècules dels gasos:

Això justificà la llei de la combinació de volums de Gay-Lussac.

1.6 Compostos

Són substàncies pures que es poden descompondre en els seus elements emprant processos químics. Els diferents elements es combinen en proporcions fixes. Les propietats dels compostos són diferents de les propietats dels elements que els formen. Es representen amb fórmules químiques (\[H_2SO_4, H_2O, SO_3…\]).

Exemple:

L’àcid sulfúric, l’aigua, la sal de cuina…

1.6.1 Composició centesimal

La composició centesimal d’un compost és el tant per cent en massa que hi ha de cadascun dels elements que el formen. És una característica de cadascun.

La fórmula empírica indica la naturalesa i proporció dels elements del compost. La fórmula molecular indica el nombre d’àtoms que hi ha de cada element.

Es pot calcular, o bé (1) la fórmula empírica i molecular d’un compost a partir de la composició centesimal, o bé (2) la composició centesimal a partir de la fórmula molecular

Per a calcular la fórmula molecular a partir de l’empírica ens cal la massa molecular del compost.

Exemple:

(1) Per a calcular la fórmula molecular a partir de la composició centesimal:

La composició centesimal d’un compost que té una massa molecular de 140 g/mol és: 51,42 % de C, 40 % de N; 8,57 % de H. Trobeu-me la fórmula molecular.

\[
\displaystyle{
\\[0.5cm]
\text{1. La massa de cada element en 100g del compost és:}
\\
C: 51,42 g
\\
N: 40 g
\\
H: 8,57 g
\\[0.5cm]
\text{2. Els mols de cada element són:}
\\[0.5cm]
C: 51,42 g~C \cdot \frac{1 mol~C} {~12g~C}=4,29 \text{ mols C}
\\
N: 40 g ~N \cdot \frac{~1 mol~N} {~14g~N}=2,86 \text{ mols N}
\\
H: 8,57 g \cdot \frac{~1 mol~H} {~1g~H}=8,57 \text{ mols H}
\\[0.5cm]
\text{3.Trobem la relació molar de cada component del compost dividint}
\\
\text{ pel nombre més petit de mols (2,86):}
\\[0.5cm]
C: \frac{ 4,29 } { 2,86 }=1,5 \enspace
N: \frac{ 2,86 } { 2,86 }=1 \enspace
H: \frac{ 8,57 } { 2,86 }=3
\\[0.5cm]
\text{4.Per tant, la fòrmula empírica i el pes-fórmula és:}
\\[0.5cm]
C_3 N_2 H_6 \rightarrow M_{fórmula} =12 \cdot 3+2 \cdot 14+6 \cdot 1=70g
\\[0.5cm]
\text{5. I la fórmula molecular és:}
\\[0.5cm]
\frac{\text{pes-fórmula molecular}}{\text{pes-fórmula empírica}}=\frac{ 140g } { 70g }=2
\\[1cm]
\mathbf {Fórmula \, molecular: C_6 N_4 H_{12}}
}
\]

(2) Per a calcular la composició centesimal a partir de la fórmula molecular, usarem l’expressió:

\[
\displaystyle
{
\%C=n_ {element} \cdot {\frac{M_{element}} {M_{compost}}} \cdot 100
}
\]

Exemple:

\[
\displaystyle
{
\text{Si la fórmula molecular del compost és } C_6 N_4 H_{12}:
\\[0.5cm]
\text{1. Primer calculem la massa molecular del compost:}
\\
M=6.12+4.14+12.1=140 ~g/mol
\\[0.5cm]
\text{2. Després calculem la composició centesimal de cada element:}
\\[0.5cm]
\%C= {\frac {6 \cdot 12 ~g/mol } { 140 ~g/mol }} \cdot 100= \mathbf{51,43\%}
\\
\%N= {\frac {4 \cdot 14 ~g/mol } { 140 ~g/mol }} \cdot 100= \mathbf{40\%}
\\
\%H= {\frac {12 \cdot 1 ~g/mol } { 140 ~g/mol }} \cdot 100= \mathbf{8,57\%}
}
\]

2. Mescles i barreges

Una mescla o barreja és una combinació de substàncies pures. Cada component d’una mescla o barreja conserva les seves propietats físiques i químiques i es poden separar per mètodes físics.

Exemple:

Aigua amb sal, l’aire, aigua i oli, aigua i esperit de vi, els aliatges…

(Vegeu Mescles i barreges per a saber-ne més).

3. Reaccions químiques i estequiometria

3.1 Reaccions químiques

Una reacció química és el canvi o transformació d’un o més elements químics o compostos (reactius) per a formar altres elements químics o compostos amb propietats diferents (productes).

En una reacció química és trenquen i es reorganitzen els enllaços dels reactius originant els productes. Les reaccions químiques s’expressen mitjançat una equació química. Si la reacció desprèn energia, diem que és exotèrmica. Si li hem de donar energia per tal que es produeixi, diem que és endotèrmica.

Exemple:

\[
H_2 S O_4+2NaOH~ ⇌ ~Na_2 SO_4+2H_2 O
\\
C_6 H_{12} O_6+6O_2~ ⇌ ~6CO_2 + 6H_2 O
\]

3.2 Llei conservació de la massa

La massa dels productes d’una reacció química és igual a la massa dels reactius de la reacció (Antoine L. Lavoisier, 1785).

3.3 Lleis ponderals

Conjunt de lleis relatives al pes que constitueixen el fonament de l’estequiometria.

La formulació de les lleis ponderals arrenca, històricament, del principi de la conservació de la matèria de Lavoisier:

3.3.1 Llei de les proporcions recíproques o equivalents

Els pesos de dos elements (o bé múltiples simples d’aquests pesos) que reaccionen amb el mateix pes d’un tercer element poden també reaccionar entre ells (Jeremies Benjamin Richter, 1792).

Exemple:

\[
\displaystyle
{
Substància 1 (Cl_2 O): \frac{2×35.45} {16}=4,431
\\
Substància 2(P_2 O_3): \frac{2×30.97} {3×16}=1,290
\\
\text{Relació entre el pes del clorur i del fòsfor}: \frac{ 4.431 } { 1.290 }=\mathbf {3.435}
\\
Substància 3 (PCl_3): \frac{3×35.45} {1×30.97}=\frac{ 106.35 } { 30.97 }=\mathbf {3.434}
}
\]

3.3.2 Llei de les proporcions definides o constants

Dos o més elements que es combinen per formar un compost ho fan sempre en la mateixa proporció (Louis Joseph Proust, 1799).

Exemple:

\[
\displaystyle
{
H_2 O \rightarrow \frac{ 2 \, g \, d’hidrògen } { 16 \, g \, d’oxígen }= \mathbf{\frac{1} {8}}
}
\]

3.3.3 Llei de les proporcions múltiples

Si dos elements es combinen per formar més d’un compost, els pesos d’un dels elements que es combinen amb el mateix pes de l’altre estan en la relació de nombres enters simples (John Dalton, 1803).

Exemple:

\[
\displaystyle
{
Cu O \rightarrow \frac{ 1×63.55 \, g \, de \, coure} {16 \, g \, d’oxígen }
\\
Cu_2 O \rightarrow \frac{ 2×63.55 \, g \, de \, coure} {16 \, g \, d’oxígen }
}
\]

Per tant, la relació de les masses de coure és 1:2.

3.4 Estequiometria

L’estequiometria és la branca de la química que estudia les relacions numèriques dels reactius i productes en una reacció química.

Exemple:

En la reacció de combustió de la glucosa, totes les relacions estequiomètriques dels reactius i productes són:

\[
\displaystyle
{
C_6 H_{12} O_6+6O_2 ⇌ 6CO_2 + 6H_2 O
\\[0.5cm]
\frac{ 1 mol \, C_6 H_{12} O_6 } { 6 mols \, O_2 }, \frac{ 1 mol \, C_6 H_{12} O_6 } { 6 mols \, CO_2 }, \frac{ 1 mol \, C_6 H_{12} O_6 } { 6 mols \, H_2 O }
\\
\frac{ 6 mols \, O_2 } { 6 mols \, CO_2 }=\frac{ 1 mols \, O_2 } { 1 mols \, CO_2 }, \frac{ 6 mols \, O_2 } { 6 mols \, H_2 O }=\frac{ 1 mols \, O_2 } { 1 mols \, H_2 O }
\\
\frac{ 6 mols \, CO_2 } { 6 mols \, H_2 O }=\frac{ 1 mols \, CO_2 } { 1 mols \,H_2 O }
}
\]

Les relacions inverses també són possibles.

3.5 Càlculs

Per a calcular les diferents quantitats que reaccionen o es formen en una reacció química, a més de l’estequiometria de la reacció ens caldrà saber la densitat i la massa atòmica o molecular d’algun dels components de la reacció.

Si algun dels components és gasós, haurem de fer servir la llei dels gasos ideals per a saber quants mols reaccionen o es produeixen. També hem d’entendre l’ús dels factors de conversió.

Exemples:

\[
\displaystyle
{
C_6 H_{12} O_6 +6O_2 \rightarrow 6CO_2+6H_2 O
\\
M_A( C )=12.001 \,g.mol^{-1}, \,M_A( H )=1.008 \,g.mol^{-1}, \,M_A( O )=15.999 \,g.mol^{-1}, \\
M(C_6 H_{12} O_6 )=180.096g
\\[0.5cm]
\textbf{1. Relacions estequiomètriques}
\\[0.5cm]
\textbf{a. Quants grams d’} H_2 O \textbf{ produiran 50g de glucosa?}
\\
50g \,glucosa \cdot { \frac{mol \, glucosa } { 180.096g \, glucosa } } \cdot { \frac{6 mols \, H_2 O } { 1 mol \, glucosa } } \cdot { \frac{18g \, H_2 O } { 1 mol \, H_2 O} }= \textbf{29.841 g } H_2 O
\\[0.5cm]
\textbf{b. Quants litres de } CO_2 \text{ produiran 100c.c d’oxígen en c.n?}
\\
100cm³ \, O_2 \cdot {\frac{1L} {1 000cm³}} \cdot { \frac{1 mol \, O_2} {22.386 L }} \cdot { \frac{6 mols \, CO_2} {6 mols \, O_2} } \cdot { \frac{22.386L} {1 mol} }=\mathbf{0.1 mols \, CO_2}
\\[0.5cm]
\textbf{c. Amb quantes molècules d’oxigen reaccionaran 25g de glucosa?}
\\
25g \, glucosa \cdot { \frac{1 mol \, glucosa } { 180.096g \, glucosa }} \cdot { \frac{ 6 mols \, O_2} { 1 mol \, glucosa} } \cdot { \frac{6.023×10^{23} \, molècules} {1 mol}}
\\
=\mathbf{5.016×10^{23} \, molècules \, O_2}
\\[0.5cm]
\textbf{2. Amb reactiu limitant}
\\[0.5cm]
\textbf{a. Quants grams d’ aigua produiran 50g de glucosa i 50g d’oxígen?}
\\
50g \, glucosa \cdot { \frac{1 mol \, glucosa } { 180.096 g \, glucosa }}=0.278 mols \, glucosa
\\
50g \, O_2 \cdot {\frac {1 mol \, O_2 }{ 15.999g \, O_2 }}=3.
125 \, mols O_2
\\
\frac{ 1 mol \, glucosa }{ 6 mols \, O_2 }=\frac{ 0.278 mols \, glucosa }{x \,mols \, O_2 } \rightarrow x=1.668 mols \, O_2 < 3.125 \, mols O_2
\\
\textbf{Per tant, el reactiu limitant és la glucosa}.
\\
0.278 \, mols \, glucosa \cdot {\frac{6H_2O}{1glucosa}}=1.668 \, mols \, d’H_2O
\\
1.668 \, mols \, d’H_2O \cdot {\frac{18 \, g \, H_2O}{1 \, mol \, d’H_2O}}=\mathbf{30.024 \, g \,d’H_2O}
\\[0.5cm]
\textbf{3. Amb rendiment de la reacció}
\\
\textbf{Si el rendiment de la reacció és del 67%, quan grams d’aigua es produiran?}
\\
1.668 \, O_2 \cdot { \frac{1mols \, H_2 O} {1 mols \, O_2} } \cdot { \frac{18.015 g \, H_2 O } {1 mol \, H_2 O} } \cdot67\%=\mathbf{20.133 g \, H_2 O}
\\[0.5cm]
\textbf{4. Amb puresa dels reactius}
\\[0.5cm]
\textbf{10 g de mineral de zinc del 60% de puresa reacciona amb}
\\
\textbf{20ml d’àcid sulfúric 98.6% i densitat 1.823g/ml.}
\\
\textbf{Determinar el volum d’hidrogen produït a 25ºC i 740mmHg.}
\\
Zn⁰ + H_2 S O_4 \rightarrow Zn( SO_4)+H_{2_(g) }
\\
60\% \,10g Zn \cdot { \frac{ mol \, Zn } { 65.38 g \, Zn } } \cdot { \frac{1 mol \, H_2 } { 1 mol \, Zn } }=0.0918 mols \, H_2
\\
V=\frac{ n \cdot R \cdot T }{ P }=\frac{ 0.0918 \cdot 0.082 \cdot (273+25) }{ 740mmHg \cdot {\frac{1 atm }{ 760mmHg}}} =\textbf{ 2.303 L.}
}
\]

4. Formes d’agregació de la matèria

4.1 Estat sòlid

Estat de la matèria en què les molècules que la componen, a causa de les forces de cohesió, tenen un moviment molt restringit, limitat a una vibració entorn d’una posició d’equilibri fixa.

Els sòlids poden classificar-se en amorfs i cristal·lins, en funció de si presenten una estructura regular en la disposició de les partícules que els componen. En els polímers coexisteixen estructures regulars i cristal·lines amb zones que presenten una estructura irregular, amorfa.

L’estructura d’un sòlid té un paper fonamental en les seves propietats. Per exemple, el grafit pur i el diamant són formats per àtoms de carboni i només es diferencien per la xarxa cristal·lina.

Els sòlids cristal·lins tenen un punt de fusió ben definit i presenten comportaments diferents segons la direcció en la qual fem la mesura.

En presència d’un solvent molt polar com l’aigua, produeixen solucions amb ions en la fase líquida, de manera que la solució és conductora del corrent elèctric. Els sòlids amorfs no són solubles en els solvents comuns.

Classes de sòlids: metalls, polímers, materials ceràmics, compostos, biomaterials i semiconductors.

Les propietats físiques del sòlids són: elèctriques, òptiques, fotovoltaiques, dielèctriques, mecàniques, termomecàniques, electromecàniques i termoelèctriques.

Les lleis que estudien els sòlids són la conservació de la massa, la conservació de la quantitat de moviment, la conservació de l’energia i l’entropia.

La física de l’estat sòlid estudia les propietats físiques dels materials sòlids utilitzant disciplines tals com la mecànica quàntica, la cristal·lografia, l’electromagnetisme i la metal·lúrgia física. La física de l’estat sòlid forma la base teòrica de la ciència de materials.

La mecànica dels sòlids és la branca de la física que estudia el comportament dels sòlids. Es divideix en:

Mecànica de sòlids rígids: estudia el moviment i l’equilibri mecànic.

Mecànica del sòlids deformables: n’estudia el comportament ( la tensió, la deformació, l’elasticitat, la plasticitat i la flexió) quan les forces i canvis exteriors el deformen.


4.2 Estat líquid

L’estat líquid és l’estat de la matèria en el qual les molècules resten relativament lliures i poden canviar llur posició respectiva, però les forces de cohesió les obliguen a mantenir-se en un volum fix.

Com els sòlids, els líquids són pràcticament incompressibles, però s’adapten a la forma del recipient que els conté.

En el Sistema Internacional, la unitat de capacitat és el litre. La unitat per a mesurar el volum dels sòlids i grans volums de líquids és el m³.

Les característiques macroscòpiques dels líquid són: la viscositat, la tensió superficial, la untuositat i la capil·laritat.

Les propietats òptiques, elèctriques i calorífiques dels líquids són: la transparència, l’índex de refracció, la conductivitat elèctrica, la capacitat dielèctrica i la conductivitat tèrmica.

La mecànica de fluids formada per la hidroestàtica (principi de Pascal i principi d’Arquimedes) i la hidrodinàmica estudia l’efecte de les forces sobre els fluids (líquids i gasos) i el seu moviment.

4.3 Estat gasós

Estat de la matèria en què les molècules que el componen resten poc lligades entre elles per les forces de cohesió. No presenta ni una forma ni un volum definits, sinó que sempre omple totalment i uniformement el recipient que el conté.

Les propietats físiques macroscòpiques d’un gas són: la pressió, la temperatura, el volum específic i la densitat.

La teoria cinètica molecular estudia el comportament microscòpic dels gasos i permet explicar-ne el comportament macroscòpic.

El moviment de les molècules i els àtoms determina la temperatura del sistema. En augmentar la temperatura, també augmenta el moviment lineal, rotacional o vibratori dels àtoms i molècules d’un gas. En canvi, en els sòlids sols fa augmentar la vibració de les molècules atès que l’estructura cristal·lina evita els moviments lineals o rotatoris.

El moviment brownià és un model matemàtic que s’utilitza per descriure el moviment aleatori de les partícules immerses a un fluid.

Les atraccions o repulsions entre les partícules d’un gas (forces intermoleculars de Van der Waals) són importants per a la determinació de les propietats físiques del gas.

Les característiques dels gasos són:

  • Baixa densitat i viscositat relatives comparades amb els estats sòlid i líquid.
  • Són compressible, a diferència dels sòlids i líquids.
  • Es difonen amb facilitat.

(La difusió molecular és el transport de matèria produït pel moviment molecular a l’atzar. Es dóna en tots els estats de la matèria, bé que el procés és molt més lent en sòlids que en líquids o gasos -difusió gasosa. El resultat final és sempre el transport de matèria d’un lloc on la concentració és més elevada en un altre on no ho és tant, fins a arribar a una igualtat de concentracions.)

La solubilitat d’un gas en un líquid minva amb la temperatura.

4.3.1 Les lleis dels gasos

4.3.1.1 Llei de Dalton dels gasos (o de les pressions parcials)

La pressió que fa una barreja de gasos és igual a la suma de les pressions parcials que fa individualment cadascun dels gasos:

\[\Sigma p_i=P\]

La pressió parcial d’un gas és la pressió que faria si ocupés tot sol el volum de la barreja a la mateixa temperatura:

\[\displaystyle {p_i=\frac{n_i \cdot R \cdot T}{V}}\]

Per tant,

\[\displaystyle {P=\Sigma p_i= \frac{\Sigma n_i \cdot R \cdot T}{V}}\]

Exemple:

\[
\displaystyle
{
5 mols \, O_2, \, 3 mols \, H_2, \, 1 mol \, N_2
\\[0.5cm]
V= 10L, \, T=250K
\\
p_{ O_2 }= \frac { 5 \cdot 0.082 \cdot 250} { 10 }=\frac { 41 } { 4 }\, atm
\\
p_{ H_2 }= \frac { 3 \cdot 0.082 \cdot 250} { 10 }=\frac { 123 } { \, 20 }\, atm
\\
p_{ O_2 }= \frac { 5 \cdot 0.082 \cdot 250} { 10 }=\frac { 41 } { 4 }\, atm
\\
P=\frac { 41 } { 4 }+\frac { 123 } { \, 20 }+\frac { 41 } { 4 }=\mathbf {\frac { \,533} { 20 }\, atm}
}
\]

4.3.1.2 Llei de Boyle

A temperatura constant, el producte de la pressió d’un gas ideal pel volum és sempre constant: \[P \cdot V= constant\]

Exemple:

\[
\displaystyle
{
P_1=2 atm \enspace \, P_2=?
\\
V_1=5L \quad \quad V_2=3L
\\[0.5cm]
P_1 \cdot V_1=P_2 \cdot V_2 \rightarrow P_2=\frac{ P_1 \cdot V_1 } { \,\,V_2 }=\frac{ 2 \cdot 5 } { 3 }=\mathbf {\frac{10} {3} \, L}
}
\]

4.3.1.3 Llei de Gay-Lussac

La pressió que fa un gas ideal sobre les parets del recipient que el conté és proporcional a la temperatura del gas: \[\frac {P} {T}=constant \].

Exemple:

\[
\displaystyle{
P_1= ? \quad \quad \quad P_2=10 \, atm
\\
T_1=300K \quad T_2=450K
\\[0.5cm]
\frac {P_1} {T_1}=\frac{ P_2} { T_2} \rightarrow P_1=P_2 \cdot \frac { T_1 } { T_2 }=\frac{10 \cdot 300 } { 450 }=\mathbf {\frac{20} {3} \, atm}
}
\]

4.3.1.4 Llei de Charles (o dels volums)

A pressió constant, el volum és directament proporcional a la temperatura absoluta del gas:\[\frac{V}{T}=constant\]

Exemple:

\[
\displaystyle
{
T_1=225K \quad T_2=100K
\\
V_1=? \quad \quad \quad V_2=3L
\\[0.5cm]
\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2} \rightarrow V_1=\frac{ V_2 \cdot T_1 }{ T_2 }=\frac{ 3 \cdot 225 }{ 100 }=\mathbf {\frac{27} {4} \,L}
}
\]

4.3.1.5 Lleis d’Avogadro (primera hipòtesi)

El volum ocupat per un gas ideal és proporcional al nombre de mols de gas:\[\frac{V}{n}=constant\]

Segons això, en condicions normals (0ºC, 1atm), el volum molar d’un gas és:

\[
\displaystyle{
\frac{ V } { n }=\frac{ R \cdot T } { ~P }=\frac{ 0.082 \cdot 273 } {1 }=22.386 \, L \cdot mol^{-1}
}
\]

4.3.1.6 Lleis dels gasos ideals o perfectes

De la combinació de les tres lleis anteriors es dedueix que la relació entre la pressió, el volum i la temperatura d’una massa de gas és:

\[
\displaystyle{
P \cdot V= k \cdot T \rightarrow \frac{ P \cdot V }{ T }=k \rightarrow \frac {P \cdot V }{ n \cdot T }=k
\\
{ P \cdot V }= n \cdot R \cdot T
}
\]

4.4 Canvis d’estat

Un canvi d’estat és una transformació física (no hi ha reacció química) en la qual una substància canvia l’estat d’agregació de les partícules mercès a l’absorció d’energia tèrmica.

Quan s’escalfa un sòlid (o un líquid), les partícules absorbeixen energia debilitant els enllaços i es forma l’estat líquid (o gasós). Si es refreda un líquid (o un gas), s’allibera energia i succeeix el procés invers.

Els canvis d’estat són:

  • De sòlid a líquid: fusió
  • De líquid a gas: evaporació
  • De gas a líquid: condensació
  • De líquid a sòlid: solidificació

Algunes substàncies passen de sòlid a gas sense passar per l’estat líquid. A aquest canvi d’estat se l’anomena sublimació directa. Al procés invers, se l’anomena sublimació inversa.

Mentre s’està produint un canvi d’estat, la temperatura no varia.

El bescanvi de calor entre estats es calcula fent:

\[Q=m \cdot c_e \cdot \Delta T\]

I en un canvi d’estat és:

\[Q=m \cdot \lambda\]

Exemple:

\[
\displaystyle{
\textbf{Calculeu la calor que cal per a escalfar un tros de gel de 500g de -20ºC a 50ºC.}
\\
C_e (gel) = \frac{0,5 cal} {\,g \cdot ºC}
\\
\lambda_f ( gel )=334 KJ/Kg
\\
C_e ( aigua )= \frac{ 1 cal } { g \cdot ºC }
\\[0.5cm]
Q_{total}=Q_{ (-20ºC a 0ºC) }+Q_{fusió}+Q_{( 0ºC a 50ºC )}
\\
a. \, Q_{ (-20ºC \,a \,0ºC) }=m_{gel} \cdot c_e( gel ) \cdot \Delta T=500g \cdot 0.5 \frac{ cal } { g \cdot ºC } \cdot ( 0-(-20) )=5 000 \,cal
\\[0.5cm]
b. \, Q_{fusió}=m ( gel ) \cdot \lambda_f( gel )=500 \,g \cdot 80.16 { cal } { \,g }=40 080 \,cal
\\
[\frac{334{ KJ }} { Kg } \cdot {\frac{1 000 J} {\, 1 KJ}} \cdot {\frac{0.24 \,cal } { \,1 J }} \cdot { \frac{\,1 Kg } { 1 000 g} }=80.16 \frac{ cal } { \,g }]
\\[0.5cm]
c. \,Q_{( 0ºC \,a \,50ºC )}=m_{aigua} \cdot c_e( aigua ) \cdot \Delta T=500g \cdot {1\frac{ \,cal } { g \cdot ºC }} \cdot ( 50-0 )=25 000 \,cal
\\[0.5cm]
Q_{total}=5 000+40 080+25 000=\mathbf{70 080 \,cal.}
}
\]
La matèria, diagrama canvi de fase
\[
\displaystyle{
\textbf{Calculeu la temperatura final quan un tros de ferro a 50ºC de 200g }
\\
\textbf{s’introdueix en 100ml d’aigua a 10ºC.}
\\
C_e(ferro)=450{\frac {\,\,J} {Kg \cdot K }}
\\
C_e( aigua )=4 180 {\frac {\,\,J} {Kg \cdot K }}
\\[0.5cm]
\textbf{El calor cedit pel ferro (-) és absorbit per l’aigua (+):}
\\
-Q_{ferro}=-m_{ferro} \cdot c_e( ferro ) \cdot \Delta T=-0.2 Kg \cdot 450{\frac {\,\,J} {Kg \cdot K }} \cdot ( t_f-323 )=29 070-90t_f
\\
+Q_{aigua}=+m_{aigua} \cdot c_e( aigua ) \cdot \Delta T
\\
0.1Kg \cdot 4180 { \frac{\,\,J } { Kg \cdot K} } \cdot ( t_f-283 )=418t_f-118294
\\
-Q_{ferro}=+Q_{aigua} \rightarrow 29070-90t_f=418t_f-118294
\\
t_f=\mathbf {290.1K\, (17.1ºC)}
}
\]
  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.


Mescles i barreges

Instruccions abans de començar

1. Definicions

1.1 Mescla o barreja

Composició química de diferents substàncies pures. En una mescla, cada component manté les seves propietats químiques. Es poden separar per mètodes físics.

Poden ser homogènies o heterogènies:

  • Les mescles homogènies tenen un aspecte uniforme i els components no es poden diferenciar a simple vista o amb un microscòpic òptic.

    Una mescla homogènia sòlida és un aliatge. Si és líquida és una dissolució. Una mescla de gasos sempre és homogènia.
  • Els components de les barreges heterogènies es poden distingir a simple vista. Les propietats d’aquesta mescla no són uniformes.

1.2 Dissolució

Barreja homogènia de substàncies diferents de components separables. Poden ser sòlides, líquides, gasoses o una combinació d’aquests estats.

1.3 Concentració

La concentració és el quocient de la quantitat de solut (substància en menys proporció) i la quantitat de dissolvent (substància en més proporció).

L’expressem com massa de solut/ massa de dissolvent, volum de solut/ volum de dissolvent o bé de massa de solut/ volum de la dissolució. S’han de conèixer les substàncies i la fórmula de la concentració (molalitat, molaritat, fracció molar o normalitat) per a poder calcular-ne la concentració:

Per a transformar una d’aquestes expressions de concentració en una altra ens caldran les equivalències de n (mols) <-> m (massa), de massa (m) <-> volum (v) i de volum <-> capacitat. Per tant, per a la primera relació ens cal la massa atòmica o molecular (M), per a la segona la densitat (ρ) i l’equivalència 1dm³=1L per a la tercera. Recordeu també que 1cm³=1ml.

La densitat relaciona la massa total i no pas sols el solut amb el volum total de la dissolució. Per tant, no és una expressió de la concentració.

\[
\begin{matrix}
m \text{( molalitat )} & \frac {n ( \text{mols de solut)}}{ \text{Kg de dissolvent}} \\
M \text{( Molaritat)} & \frac{n \text{( mols de solut )}}{ \text{L de dissolució }} \\
N \text{( normalitat )}& \frac{ \text{equivalents gram del component i }}{ \text{L de dissolució }} \\
%( m/m ) & \frac{ \text{massa de solut}}{ \text{massa de la dissolució }} \cdot 100 \\
%( v/v) & \frac{ \text{volum de solut}}{ \text{volum de la dissolució }} \cdot 100 \\
g/l & \frac{ \text{grams de solut }}{ \text{Litres de dissolvent }} \\
x_i \text{( fracció molar )} & \frac{n_i \text{(mols del component i)}}{n_t \text{ ( mols totals )}} \\
ppm \text{( part per milió )} & \frac{ p \text{(parts del component i)}}{\text{P (parts totals) }}
\end{matrix}
\]

Un equivalent gram és la massa d’una substància que es combina amb una quantitat fixa d’una altra en una reacció.

En una reacció àcid-base, el nombre d’equivalents-gram \[\nu\] és la relació de la massa molecular de la substància i el seu nombre d’oxonis (àcids) o d’hidròxids (base): \[\nu=\frac{\mu}{(OH^-/H^+)}\].

La relació entre la normalitat i la molaritat d’una dissolució és: \[N= M \cdot \nu.\]

Exemple:

Calcular la molalitat, la molaritat, el % (m/m), els g/L i la fracció molar d’una dissolució de 40g de glucosa (\[C_6 H_ 6 O_6\]) en 100 ml d’aigua:

\[
\textbf{Dades:}
\\[0.5cm]
M_a( C )=12g \cdot mol^{ -1 }, M_a(H)=1g \cdot mol^{-1}, M_a( O )=16g \cdot mol^{ -1 }
\\
\text{massa de glucosa ( solut )}=40g
\\
\text{volum de dissolvent} ( H_2 O )=100ml
\\
\text{massa dissolvent} ( H_2 O )=100g
\\
\text{mols dissolvent} ( H_2 O )=100g \cdot \frac{1 mol H_2 O}{ 18g }=5,56 mols H_2 O
\\[0.5cm]
\textbf{Resolució:}
\\[0.5cm]
\text{1. Per a transformar els grams (massa) a mols ens cal la } M_m \text{de la glucosa:}
\\
M( C_6 H_6 O_6 )=12 \cdot 6+ 1 \cdot 6+16 \cdot 6=174g/mol
\\
40g \; glucosa \cdot {\frac{1 mol}{174g}}=\mathbf{0,23 \; mols \; glucosa}
\\
\text{I per a transformar el volum d’aigua a massa la densitat} (\rho_{H_2 O}=1Kg/L):
\\
100ml H_2 O \cdot {\frac{ 1L }{ 1 000ml }}=\mathbf{0,1L}
\\
0,1L \cdot {\frac{1Kg}{1L}}=\mathbf {10^{ -1 }Kg}
\\
\text{2. Calculem les expressions de concentració:}
\\
\text{m(molalitat)}=\frac{n}{\text{Kg de dissolvent}}=\frac{ 0,23 }{ 10^{ -1 }}=\mathbf{2,30m}
\\
\text{M( molaritat )}= \frac{ n }{{\text{L dissolució} }}=\frac{ 0,23 }{ 0,1 }= \mathbf{ 2,30M }
\\
\text{( \% m/m )}=\frac{ \text{massa solut} }{ \text{massa dissolució}}=\frac{ 40g }{ 140 \text{g dissolució}}=\mathbf{ 0,29\% }
\\
\text{g/L}= \frac{ \text{grams solut} }{ \text{Litres dissolució} }=\frac{ 40g }{ 0,1L }=\mathbf{400g/L}
\\
x_{ C_6 H_6 O_6 }=\frac{ \text{ mols glucosa} }{ \text{mols dissolució} }=\frac{ ~~0,23 }{0,23+5,56 }=\mathbf{0,040 \rightarrow 4\%}
\\
x_{ H_2 O }=100\%-4\%=\mathbf{96\%}.
\]

2.1 Mètodes de separació

MètodePer a separar
CentrifugacióUn sòlid en suspensió d’un líquid
Cristal·litzacióUn sòlid dissolt en un líquid
DecantacióLíquids no miscibles
Destil·lacióLíquids miscibles
EvaporacióUn sòlid dissolt en un líquid
Extracció sòlid-líquidUn sòlid d’un líquid
Extracció líquid-líquidLíquids miscibles
FiltracióLíquids de sòlids en suspensió
SedimentacióLíquids de sòlids en suspensió
SublimacióSòlids

3. Dilucions

Una dilució és una operació mitjançant la qual s’augmenta la proporció de solvent respecte al solut d’una solució i, per tant, la concentració minva.

Per a resoldre exercicis de dilucions, primer calcularem la massa o els mols de la solució diluïda. Després determinarem el volum de la part alíquota de dissolució concentrada que haurem de prendre per a obtenir la concentració de la diluïda.

Exemple:

Quin volum d’àcid sulfúric 98% i densitat 1,84g/cm³ cal per a preparar 100ml d’una dissolució 1M? I sí és 20% (m/m) i de densitat 1,14g/cm³?

\[
\textbf{Dades:}
\\[0.5cm]
H_2 S O_4 \; 98\%, ~ \rho=1,84g/cm³
\\ H_2 S O_4 \; 20\%, ~ \rho=1,14g/cm³
\\
M( H_2 S O_4)=98g \cdot mol^{-1}
\\[0.5cm]
\textbf{Resolució:}
\\[0.5cm]
\text{1. Els mols de solut de la solució diluïda són:}
\\
n=1M \cdot 0,1L= 0,1 \; mols \; H_2 S O_4
\\
\text{que són:}
\\
0,1 \;mols \; H_2 S O_4 \cdot { \frac{98g }{ 1 \; mol \; H_2 S O_4 } }=9,8 \; g H_2 S O_4
\\
\text{El volum de solució concentrada de sulfúric que ens cal és:}
\\
9,8 \; g \; H_2 S O_4 \cdot {\frac{ 100g \; H_2 S O_4 \; 98\%}{98g \;H_2 S O_4}} \cdot { \frac{1cm³}{1,84g \;H_2 S O_4 98\% } }=\mathbf {5,43 cm³ \; H_2 S O_4 \;98\%}.
\\
\text{2. La massa de solut de 100ml de solució diluïda és:}
\\
g (H_2 S O_4 \; 20\%)=100ml \; (H_2 S O_4 20\%) \cdot { \frac{1,14g \; (H_2 S O_4 \; 20\%)}{1ml}} \cdot { \frac{20g \; H_2 S O_4}{100g \; H_2 S O_4 \;20\%} }=22,8 \;g \; H_2 S O_4.
\\
\text{El volum de solució concentrada de sulfúric que ens cal és:}
\\
22,8g \; H_2 S O_4 \cdot {\frac{ 100g \; H_2 S O_4 \; 98\%}{98g \; H_2 S O_4}} \cdot { \frac{1cm³}{1,84 \; g \; H_2 S O_4 \; 98\% } }=12,64 cm³ \; H_2 S O_4 \; 98\%
\]

4. Propietats col·ligatives de les dissolucions

Les propietats col·ligatives són les que depenen del nombre de molècules presents, però no de llur natura. La pressió d’un gas és una propietat col·ligativa.

4.1 Llei de Raoult

La llei de Raoult diu que la disminució de la pressió de vapor d’un dissolvent en una dissolució que té un solut no volàtil és proporcional a la fracció molar del solut:

\[
\Delta p_{dissolvent}=p_o-p=x_{solut} \cdot p_0=\frac{ n_{solut} }{ n_{solut}+n_{dissolvent} } \enspace \Delta p_{dissolvent} \, (p > p_0)
\\
p_ 0: \text{pressió del dissolvent pur}\\
p: \text{pressió de la dissolució}\\
x_{solut}: \text{ fracció molar de solut}
\]

Com més concentrada sigui la dissolució, més minvarà la pressió de vapor del dissolvent.

La llei de Raoult es fa servir per a calcular masses moleculars.

La disminució de la pressió de vapor augmenta amb la temperatura.

Exemple:

Quan barregem 27,77g d’una substància pura en 200cm³ d’aigua la pressió de vapor de l’aigua (pura) varia de 23,76mm de Hg a 22,81 mm de Hg (dissolució). Quina és la massa molecular del solut?

\[
1. \text{La massa molecular del solut és: }M_{solut}= \frac{ massa_{solut}} { mols_{solut }}=\frac{ 27,77g }{ mols_{solut}}
\\
2.\text{Calculem els mols de solut usant la fracció molar del dissolvent (aigua):}
\\
x_{H_2 O}=\frac{n_{H_2 O}}{n_{H_2 O}+n_s}
\rightarrow
n_{ solut }=\frac{n_{H_2 O}(1-x_{H_2O})}
{x_{H_2O}}
\\
2a.n_{H_2 O}=200g \cdot {\frac {1mol}{18g} }=11,\hat1 \; mols
\\
2b. x_{H_2 O}=1-x_{solut}=1-\frac{\Delta p}{p_0}=1-\frac{23,76-22,81}{23,76}=0,96
\\
2c. n_{solut}=\frac{ 11,\hat 1(1-096)}{ 0,96 }=0,46
\\
3. \text{Per tant, la massa molecular del solut és:}
\\
M_{solut}=\frac{27,77g}{0,46}=\mathbf{60,37 \; g \cdot mol^{ -1 }}
\]

4.2 Augment ebullioscòpic

L’augment ebullioscòpic és l’augment del punt d’ebullició d’un dissolvent en una dissolució amb un solut no volàtil.

El solut fa que la pressió de vapor del dissolvent sigui més petita que la del dissolvent pur a la mateixa temperatura i, per tant, el punt d’ebullició augmenta. Aquest augment depèn de la concentració molal i de la constant ebullioscòpica del dissolvent.

Aquesta llei també la usem per a calcular la massa molar del solut: \[\Delta t_e=k_e \cdot m\]

Exemple:

El punt d’ebullició d’una dissolució de 0,41g de naftalè en dissolució amb 27,4g de cloroform és de 61,75ºC i la del cloroform pur de 61,3ºC. Calculeu la massa molecular del naftalè. (ke=3,86).

\[
1. \text {La massa molecular del naftalè és:}
\\
M=\frac{ \text{massa naftalè}}{ \text{mols naftalè} }=\frac{ 0,41g } {n_{naftalè} }
\\
2. \text{Calculem els mols de naftalè a partir de la molalitat de la dissolució:}
\\
m=\frac{ \text{mols naftalè} }{ \text{Kg de dissolvent} }=\frac{ \Delta t_e }{ k_e } \rightarrow n_{ naftalè}=\frac{ \Delta t_e }{ ~k_e } \cdot \text{Kg de dissolvent}
\\
n_{naftalè }=\frac{ 61,75-61,3 }{3,86 } \cdot 27,4.10^{ -3}=0,0032
\\
3. \text{I finalment, la massa molecular del naftalè:}
\\
M=\frac{ 0,41g }{ 0,0032 }=\mathbf {128,13 g \cdot mol^{ -1 }}
\]

4.3 Descens crioscòpic

És el descens del punt de congelació d’una dissolució quan n’augmentem la concentració: \[\Delta t_c=k_c m\].

En baixar la pressió del vapor del dissolvent, baixa també el punt de congelació.

Exemple:

Calculeu la massa molecular d’un solut que, quan se’n dissolen 24g en 75cm³ d’aigua destil·lada, la dissolució es congela a -1,80ºC (kc=1,86).

\[
1. M=\frac{ \text{massa}}{ \text{mols}}=\frac{ 24g }{ n_{solut} }
\\
2. \text{Calculem els mols de solut a partir de la molalitat de la dissolució:}
\\
m={ \frac{\text{mols}}{\text{Kg de dissolvent}}=\frac{\Delta t_c }{ k_c } \rightarrow n_{ solut }=\frac{ \Delta t_c }{ k_c }} \cdot \text{Kg de dissolvent}
\\
n_{ solut }=\frac{ 1,80 }{ 1,86 } \cdot 75.10^{ -3} =0,073
\\
3. \text{I finalment, la massa molecular del solut és:}
\\
M=\frac{ 24g }{ 0,073 }=\mathbf {328,77 g \cdot mol^{ -1 }}
\]

4.3 Pressió osmòtica

La pressió osmòtica és la pressió que fa la columna d’una dissolució líquida sobre una membrana semipermeable. Quan la concentració diluïda flueix en direcció a la concentrada a través de la membrana (procés d’osmosi) la columna de líquid puja fins que s’arriba a l’equilibri de concentracions a cada banda de la membrana.

La pressió \[\pi \] que fa la columna de líquid sobre la membrana és equivalent a la que farien els mateixos mols d’un gas a les mateixes condicions de pressió i temperatura. Per tant, podem escriure:

\[
\pi \cdot V=\frac{m}{M} \cdot R \cdot T \rightarrow \pi \cdot M=\frac{m}{V} \cdot R \cdot T \rightarrow M=\frac{ \rho \cdot R \cdot T }{\pi}
\]

Per tant, si sabem la densitat de la solució, en podem calcular el pes molecular:

Exemple:

Una dissolució a 25ºC de 20g/L d’albúmina fa una pressió osmòtica de 7,9mm Hg. Calculeu-ne la massa molecular.

\[
1. \text{Fem les transformacions a SI:}
\\
25ºC=25+273=298 K
\\
7,9mm Hg \cdot {\frac{1atm}{ 760mmHg }}=0,0104atm
\\
20g/L=20.10^{ -3 }Kg/L
\\[0.5cm]
2. \text{Calculem la massa molecular:}
\\
M=\frac{ \rho \cdot R \cdot T }{ \pi }= \frac{ 20.10^{-3} \cdot 0,082 \cdot 298 }{ 0,0104 }=\mathbf {46,99 g \cdot mol^{ -1 }}
\]
  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.

Llista de paraules clau de química

Aquesta és una llista de paraules bàsiques de química. Cerca cada paraula en un diccionari, compren-les bé i, en acabat, hauràs après molta química.

Estructura atòmica

Electró, raigs catòdics, protó, neutró, nucli atòmic, àtom, molècula, ió, anió, catió, càtode, nivell o capa, ànode, isòtop, nombre atòmic, nombre màssic, massa atòmica, pes atòmic, massa molecular, pes molecular, pes atòmic,, massa isotòpica, model atòmic, taula periòdica, període (de la taula periòdica), grup (de la taula periòdica), metall, metall alcalí, metall alcalinoterri,, metall de transició, metal·loide, halògens, gas noble, halògens, enllaç iònic, enllaç metàl·lic, enllaç covalent, espectre d’emissió, espectre d’absorció, teoria quàntica, ona, corpuscle, dualitat ona-corpuscle, incertesa, principi d’incertesa, principi d’exclusió de Pauli, Regla d’Aufbau, Regla de Hund, configuració electrònica, paramagnetisme, diamagnetisme, òrbita, orbital, nombre quàntic, nombre quàntic principal, nombre quàntic orbital o de moment angular, nombre quàntic magnètic, nombre quàntic d’espín, equació d’ona, equació d’ona d’Schrödinger, càrrega nuclear, capa o nivell de valència, radi atòmic, radi iònic, energia de ionització, afinitat electrònica, electronegativitat, caràcter metàl·lic.

Enllaç químic

Enllaç químic, energia de repulsió, energia d’atracció, energia d’enllaç, distància d’enllaç, enllaç iònic, valència iònica, índex de coordinació, energia reticular, enllaç covalent, enllaç covalent coordinat, covalència, model de Lewis, RPENV, electró enllaçant, electró lliure, geometria molecular, parell lliure, parell enllaçant, covalència, enllaç covalent, teoria de l’enllaç de valència, energia o entalpia d’enllaç, longitud d’enllaç, polaritat de l’enllaç, dipol, enllaç apolar, moment dipolar, hibridació d’orbitals atòmics, hibridació sp, hibridació sp², hibridació sp³, enllaç metàl·lic, model de bandes, banda de valència, banda conductora, força intermolecular, força de Van der Waals, Força dipol-dipol, força dipol-dipol induït, força de dispersió, enllaç d’hidrogen.

La matèria

Estat d’agregació, teoria cinètico-molecular, equació química, equació química ajustada, coeficient estequiomètric, equació iònica, estequiometria, gas ideal, concentració, solut, dissolvent, dilució, dissolució, reactiu limitant, reactiu en excés, rendiment de la reacció, fórmula empírica, fórmula molecular, velocitat de difusió, llei dels gasos ideals, llei de Dalton, canvi d’estat.

Dissolucions

Percentatge en massa, percentatge en volum, molaritat, molalitat, fracció molar, ppm, normalitat, propietat col·ligativa, pressió de vapor, pressió osmòtica, ascens ebullioscòpic, descens crioscòpic, puresa dels reactius, rendiment de la reacció.

Termodinàmica

Termodinàmica, energia, energia interna, treball, temperatura, calor, calor de fusió, entalpia, entalpia d’enllaç, entropia, energia lliure, reacció endotèrmica, reacció exotèrmica, termoquímica, funció d’estat, sistema termodinàmic, variable termodinàmica, variable extensiva, variable intensiva, procés termodinàmic, equilibri termodinàmic, equilibri tèrmic, equilibri dinàmic, expansió, compressió, Qv, Qp, entalpia estàndard de reacció, entalpia estàndard de formació, equació termoquímica, entalpia estàndard de combustió, entropia, sistema reversible, sistema irreversible, energia lliure estàndard de formació, energia lliure estàndard de reacció, reacció espontània, energia de Gibbs.

Cinètica química

Cinètica química, velocitat de reacció, equació de velocitat, mecanisme de reacció, reacció intermèdia, velocitat mitjana, velocitat instantània, col·lisió, complex activat, energia d’activació, llei de velocitat, ordre parcial de reacció, ordre total de reacció, equació d’Arrhenius, reactiu, producte, catalitzador, catàlisi homogènia, catàlisi heterogènia, molecularitat, reacció elemental, etapa determinant.

Equilibri químic

Equilibri químic, equilibri homogeni, equilibri heterogeni, reacció reversible, reacció directa, reacció inversa, constant d’equilibri (Ke), llei d’acció de masses, equilibri homogeni, equilibri heterogeni, quocient de reacció, constant d’equilibri de pressions (Kp), constant d’equilibri de concentracions (Kc), àcid d’Arrehnius, base d’Arrhenius, ácid de Brönsted-Lowry, base de Brönsted-Lowry, àcid conjugat, base conjugada, principi de Le Chatelier.

Àcid-Base (transferència de protons)​

Dissociació iònica, electròlit, reacció de neutralització, àcid/ base fort/a, àcid/ base feble, constant d’acidesa (Ka), constant de basicitat (Kb), grau d’ionització (α), àcid polipròtic, autoionització de l’aigua, constant o producte iònic de l’aigua, autoprotòlisi, dissolució àcida, dissolució bàsica, pH, pOH, dissolució amortidora, hidròlisi, indicador, valoració, corba de valoració.

Redox (transferència d’electrons)

Nombre d’oxidació, reacció redox, semireacció d’oxidació, semireacció de reducció, agent oxidant, agent reductor, oxidació, reducció, parell redox, parell conjugat redox, valoració redox, elèctrode, pila voltaica o electroquímica, ànode, càtode, pont salí, elèctrode estàndard, potencial estàndard de reducció o força electromotriu, sèrie de potencials estàndard de reducció, poder oxidant, poder reductor, electròlisi, llei de Faraday.

Reaccions de precipitació

Solvatació, entalpia de solvatació, solubilitat, dissolució saturada, entalpia d’hidratació, entalpia de dissolució, compost soluble, compost insoluble, producte de solubilitat (Ks), producte iònic (Q), solubilitat molar, precipitat, precipitació fraccionada, efecte de l’ió comú, dissabte de precipitats, ió complex.

Química Orgànica

Química orgànica, fórmula empírica, fórmula molecular, grup funcional, sèrie homòloga, formulació, nomenclatura, hidrocarbur, alcà, alquè, alquí, hidrocarbur saturat, hidrocarbur insaturat, carboni, primari, carboni secundari, carboni terciari, carboni quaternari, isomeria geomètrica, isomeria de cadena, isomeria de posició, isomeria de funció, isomeria espacial o estereoisomeria, isomeria òptica, reacció d’hidrogenació, reacció d’addició, reacció d’oxidació, reacció de polimerització, reacció d’eliminació, hidrocarbur aromàtic, alcohol, fenol, èter, aldehid, cetona, àcid carboxílic, èster, amina, amida, nitril, monòmer, polímer, polímer d’addició, polímer de condensació, homopolímer, copolímer.

Química quàntica

Química quàntica, Cos negre, quàntum, ElectroVolt, Model atòmic, Efecte fotoelèctric, Espectre atòmic, Principi d’indeterminació de Heisenberg, Dualitat ona-partícula, Funció d’ona, Orbital atòmic, Moment angular intrínsec o espín.

  • Tens dubtes? Vols saber-ne més? T’agradaria que publiquéssim algun tema del teu interès? Has trobat algun error?

    Envia’ns un comentari sense compromís i et respondrem tan aviat com ens sigui possible.