·

3

PRIMERA PART DEL TEMA: Inicis de la teoria atòmica.

Lleis químiques deduïdes experimentalment.

3.1. Inicis de la teoria atòmica

3.2. Lleis ponderals:

- Llei de Lavoisier

- Llei de Proust

3.3. Teoria atòmica de Dalton

3.4. Llei volumètrica de les reaccions químiques

3.5. Teoria d’Avogadro

3.1. |Inicis de la teoria atòmica

3.2. |Lleis ponderals de les reaccions químiques

Es van trobar experimentalment a partir de mesures de masses obtingudes amb la balança.

Llei de la conservació de la massa o llei de Lavoisier

En tota reacció química, la massa total de les substàncies que reaccionen és

igual a la massa total de les que s’han obtingut.

Massa total reactius = Massa total productes

** Cal tenir en compte totes les substàncies, incloses les gasoses. (Veure exemple : llibre pàg. 8).

*** Es compleix en totes les reaccions químiques però no en les reaccions nuclears.

En aquestes hi ha pèrdua de massa que es transforma en energia segons l’equació d’Einstein:

E=m·c2

Llei de les proporcions definides o llei de Proust

Un compost determinat té sempre la mateixa composició, independentment del

seu origen o manera de preparació.

També:

Quan dos elements es combinen per formar un compost determinat, ho fan en

una relació de massa invariable.

** Per exemple, l’aigua sempre té la mateixa proporció: un 88’8 % en massa d’oxigen i un 11’2 % en

massa d’hidrogen, és a dir, de 100 g d’aigua n’hi ha 88’8 g que són d’oxigen i 11’2 g són d’hidrogen.

3.3. |Teoria atòmica de Dalton

A partir de les lleis ponderals, John Dalton va emetre el 1803 la seva Teoria Atòmica.

Els principals postulats són:

1. Cada element químic es compon d’àtoms que són partícules materials

separades, indestructibles i indivisibles. A les reaccions químiques, els àtoms

romanen inalterables.

2. Els àtoms d’un mateix element són iguals en les seves propietats i posseeixen

tots la mateixa massa.

3. Els àtoms dels diferents elements tenen diferent massa i propietats.

4. Els compostos es formen per la unió dels àtoms dels elements corresponents

en una relació numèrica senzilla.

5. La reunió d’àtoms d’un mateix element forma una partícula mínima del

compost. Totes les partícules mínimes del compost són iguals entre si i tenen la

mateixa massa.

Primer intent raonable de representació

dels àtoms, es deu a John Dalton.

3.4. |Llei volumètrica de les reaccions químiques

Per les substàncies gasoses és més senzill mesurar el volum que la massa, per això es van fer

estudis experimentals dels volums de gasos que intervenies en reaccions químiques .

Llei de Gay-Lussac

Els volums dels gasos que intervenen en una reacció química estan en una

relació de nombres enters senzills.

Els volums d’hidrogen, oxigen i vapor d’aigua estan en relació 2:1:2.

Els volums d’oxigen, nitrogen i òxid de nitrogen estan en relació 1:1:2

???? Segons Dalton, en volums iguals de gasos hi havia igual nombre de partícules o

àtoms i, en el cas de l’aigua pensava que tenia 1 àtom d’hidrogen i 1 d’oxigen, per tant

la relació hauria de ser 1:1:1 ????

3.5. |Teoria atomicomolecular. Principi d’Avogadro

Principi d’Avogadro

Volums iguals de tots els gasos, mesurats en les mateixes condicions de

pressió i temperatura, contenen el mateix nombre de molècules.

Avogadro va introduir el concepte de molècula. Va deduir que molts elements gasosos

estan formats per molècules diatòmiques, com és el cas de l’hidrogen, l’oxigen o el

nitrogen. Va donar explicació a les experiències de Gay-Lussac. Temps després es va

acceptar la seva Teoria atomicomolecular.

Amedeo Avogadro (1776-1856) va ser professor de

física a la universitat de Torí. La seva teoria

atomicomolecular segueix vigent, però ell no la va

arribar a veure reconeguda.

SEGONA PART DEL TEMA: Àtoms, elements químics, ions i molècules

3.6. Àtoms

3.7. Elements químics. Nombre atòmic (Z)

3.8. Isòtops. Nombre màssic (A)

3.9. Ions

3.10. Molècules

3.11. Substàncies moleculars i iòniques

3.12. Fórmula empírica i fórmula molecular

3.6. |Constitució dels àtoms

Un àtom és constituït per un nucli, que ocupa la part central de l’àtom, format

per protons i neutrons i per un embolcall d’electrons.

Estructura bàsica

de l’àtom.

Càrrega elèctrica Massa

Protons (p+) 1,6 x 10-19 C 1,672 x 10-27 Kg

Neutrons (n) 0 1,674 x 10-27 Kg

Electrons (e-) -1,6 x 10-19 C 9,11 x 10-31 Kg

- Com que l’àtom és neutre, tindrà igual nombre d’electrons a l’embolcall que de protons al nucli.

- Comparant les masses de les partícules: la del protó i del neutró són gairebé iguals mentre que la massa de

l’electró és unes 1836 vegades menor. Per tant, la major part de la massa de l’àtom es concentra al seu nucli.

-Comparant volums: el diàmetre de l’àtom és entre 10-9 -10-10 m, el diàmetre del nucli és entre 10-14 -10-15 m,

per tant el volum del nucli és molt, molt, molt petit. (Per fer-nos una idea, tindria la mateixa proporció que si el

nucli tingués 1 cm de diàmetre i el diàmetre de l’àtom fos de 100000 cm= 1 km !!!!)

3.7. |Nombre atòmic (Z). Elements químics

Nombre atòmic (Z): Nombre de protons que posseeix el nucli d’un àtom.

Element químic: Substància pura que està formada per àtoms que tenen el

mateix nombre atòmic.

El nombre atòmic és que caracteritza cada element químic. (Veure’l a la Taula Periòdica).

Recordar: en un àtom neutre el nombre d’electrons és igual que el de protons, per tant

també serà el nombre Z.

Lingots d’alumini (Al)

Punt de fusió: 660 °C .

Densitat: 2,7 g/cm3 .

Color: gris.

Tots els àtoms d’alumini tenen 13 protons en el nucli.

El nombre atòmic de l’alumini és Z = 13.

Tubs de coure (Cu)

Punt de fusió: 1 083 °C.

Densitat a 20 °C: 8,95 g/cm3.

Color: rogenc.

Tots els àtoms de coure tenen 29 protons en el nucli.

El nombre atòmic del coure és Z = 29.

* Veure abundància relativa dels elements. (No cal fer-ne un apartat del tema).

3.8. |Isòtops. Nombre màssic (A).

Nombre màssic (A): Nombre de protons més el de neutrons del nucli d’un àtom.

Recordar: els protons i neutrons són les partícules amb major massa, per tant són els que contribueixen

gairebé del tot en la massa de l’àtom. La massa que aporten els electrons és gairebé insignificant.

Isòtops: Àtoms d’un mateix element que tenen diferent nombre màssic, és a dir,

tenen diferent nombre de neutrons.

Nom de l’isòtop: element-A

Símbol de l’isòtop: X

A més dels isòtops naturals, s’obtenen isòtops

artificials en els acceleradors de partícules.

A

Z

Es pot calcular les partícules del nucli d’un isòtop:

* Nombre de protons: Z

* Nombre de neutrons: A – Z

(totes les partícules del nucli menys els protons seran els neutrons)

3.9. |Ions

Ió: Àtom o grup d’àtoms amb càrrega elèctrica, ja que s’han perdut o guanyat

electrons.

Exemples: Na+ , SO42- , NO3

- , NH4+ , Zn2+ , F - , PO4

3- , S2- , Al3+ , Pb4+ , ...

Catió: Ió amb càrrega elèctrica positiva, ja que ha perdut electrons.

Anió: Ió amb càrrega elèctrica negativa, ja que ha guanyat electrons.

En el cas d’ions monoatòmics:

- Els àtoms de metalls tenen tendència a perdre electrons i formar cations.

-Els àtoms de no metalls tenen tendència a guanyar electrons i formar anions.

John Dalton (1766-1844)

Fundador de la teoria atòmica

Es pot calcular el nombre d’electrons d’un ió monoatòmic:

al nombre d’electrons inicial de l’àtom neutre que és Z,

cal sumar el nombre de càrrega si aquesta és negativa (ja que

té electrons de més)

o bé restar-la si és positiva (ja que té electrons de menys).

3.10. |Molècules

Molècula: agrupació d’un nombre concret i determinat d’àtoms units

amb enllaços covalents.

Poden ser molècules d’elements (els àtoms seran tots iguals, d’aquell element)

Model molecular del difluor: F2 Model molecular del dibrom: Br2

Model molecular del diiode: I2

O poden ser molècules de compostos (hi haurà àtoms de diversos elements

diferents).

Model molecular del metà: CH4 Model molecular de l’etanol: C2H5OH

3.11. |Substàncies moleculars i substàncies iònics

Substància molecular

Substància constituïda per molècules.

Substància iònica

Substància constituïda per ions negatius i positius,

formant un conjunt elèctricament neutre.

Cristall de clorur de sodi, per cada ió

clorur, Cl -, hi ha un ió sodi, Na+.

Model de la molècula de propà. Cada

molècula està formada per tres àtoms de

carboni i vuit àtoms d’hidrogen.

3.12. |Fórmula empírica i fórmula molecular

Fórmula molecular

La fórmula molecular indica els àtoms que formen una molècula de la substància.

S’utilitza per substàncies moleculars.

S’estableix escrivint, l’un al costat de l’altre, els símbols dels elements amb

subíndexs que indiquen quants àtoms de cada element formen la molècula

esmentada.

Fórmula empírica

La fórmula empírica indica quins àtoms i en quina proporció formen una

substància. És la fórmula més simplificada possible.

S’utilitza normalment per substàncies iòniques i les que formen xarxes cristal·lines.

No és tan habitual utilitzar-la en substàncies moleculars.

Fórmula molecular Fórmula empírica

Peròxid d'hidrogen H2O2 HO

Etanol C2H6O C2H6O

Età C2H6 CH3

TERCERA PART DEL TEMA: Massa atòmica i molecular

Massa: - Dels àtoms

- Isotòpica

- Atòmica relativa d’un element

- Molecular relativa

3.13. |Massa dels àtoms o massa atòmica

a) Unitat de massa atòmica.

Les masses dels àtoms es comparen amb la massa d’un àtom, el qual

anomenarem àtom patró.

La unitat de massa atòmica (u.m.a., o simplement u) és la dotzena part de

la massa d’un àtom de carboni-12.

Així la massa d’un àtom de carboni-12 és exactament 12 u.

3.13. |Massa dels àtoms o massa atòmica

b) Massa isotòpica o massa atòmica relativa d’un isòtop: Quocient entre la massa

d’un àtom d’un isòtop determinat i la dotzena part de la massa d’un àtom de carboni-12,

és a dir en u.

c) Massa atòmica relativa d’un element (pes atòmic) (Ar): Es defineix la massa

atòmica relativa d’un element com el quocient entre la massa mitjana d’un àtom de

l’element i la dotzena part de la massa d’un àtom de carboni-12, és a dir en u.

Per calcular-la cal fer la mitjana ponderada de les masses dels isòtops de l’element

tenint en compte la seva abundància. És la que apareix a la Taula Periòdica.

Exemple: L’element coure, de nombre atòmic 29, està format per la mescla de dos isòtops.

Calcula la massa atòmica relativa del coure tenint en compte les dades de la taula següent:

Ar (Cu) = 62'93 · 69'09 + 64'93 · 30'91

100

Ar (Cu) = 63'54 u

3.14 |Massa molecular relativa (pes molecular)

Massa molecular relativa (Mr): Es defineix la massa molecular relativa com

el quocient entre la massa d’una molècula i la dotzena part de la massa d’un

àtom de carboni-12, és a dir en u.

Es calcula sumant les masses atòmiques de tots els àtoms de la molècula.

Exemple: La massa molecular del metà, CH4 , serà igual a

la suma d’una vegada la massa atòmica del carboni i quatre

vegades la massa atòmica de l’hidrogen: 12 + 4 x 1 = 16.

Mr(CH4)=16 u

El mateix concepte s’exporta a les substàncies iòniques i les que fan xarxes,

tot i que es continua dient-se massa molecular és la Massa fórmula, ja que

correspon a la massa dels àtoms de la fórmula.

Exemple: Pel clorur de sodi, NaCl,es calcula: Mr(NaCl)=23 + 35’5

Mr(NaCl)=58’5 u

QUARTA PART DEL TEMA: El mol

•Concepte de mol

•Massa molar

•Càlculs en mols

3.15 |Concepte de mol

a) Mol i nombre de partícules (àtoms, molècules, ions o partícules en general):

El mol és la quantitat de substància que conté 6,02 × 1023 partícules de la

substància.

Exemples: 1 mol d’àtoms de ferro (Fe) = 6,02 × 1023 àtoms de ferro (Fe)

1 mol de molècules d’aigua (H2O) = 6,02 × 1023 molècules d’aigua (H2O)

1 mol d’ions sodi (Na+) = 6,02 × 1023 ions sodi (Na+)

1 mol d’electrons (e-) = 6,02 × 1023 electrons (e-)

Aquest nombre de partícules és el nombre o constant d’Avogadro (NA):

Les partícules (àtoms, molècules,..) són petitíssimes, per tenir quantitats de substància que

siguin apreciables hem d’agafar un nombre enorme de partícules, com les que hi ha en un mol.

El mol és una de les unitats fonamentals del SI, és la UNITAT DE QUANTITAT

DE SUBSTÀNCIA i el seu símbol és n.

Constant d’Avogadro (NA)

1 mol = 6,02 × 1023 partícules

602.2003000.0002000.0001000.000 partícules !!!!

b) Mol i massa (en grams): Massa molar.

I per què aquest número (6,02 × 1023) i no un altre?

Agafant com a exemple l’àtom de referència: sabem que la massa d’un àtom de carboni-12

és de 12 uma o u, doncs resulta que la massa de 6,02 × 1023 àtoms de carboni-12 és de 12 g.

Aquesta proporcionalitat es pot extendre a qualsevol substància i, per tant, 1 g sempre equivaldrà a 6,02×1023 u.

La massa d’un mol de qualsevol substància és numèricament igual a la massa de les seves

partícules expressada en grams. Aquesta es coneix com a massa molar (M) i té unitats g/mol.

MÓN MICROSCÒPIC MÓN MACROSCÒPIC

[Ar(Fe)=55’8] 1 àtom de ferro (Fe) = 55’8 u 1 mol de ferro (Fe) = 55’8 g de ferro (Fe) [M(Fe)=55’8 g/mol]

[Mr(H2O)=18] 1 molècula d’aigua (H2O) = 18 u 1 mol d’aigua (H2O) = 18 g d’aigua(H2O) [M(H2O)=18 g/mol]

c) Definició de mol.

El mol és la quantitat de substància d’un sistema que conté tantes entitats

elementals com àtoms hi ha en 0,012 kg de carboni-12.

3.15 |Concepte de mol

Massa atòmica/molecular en u = Massa molar en grams

Massa molar (M): Massa d’un mol d’àtoms, de molècules, d'ions, etc.,

expressada en grams. Unitat: g/mol.

3.16 |Càlculs en mols

El concepte de mol ens permet relacionar-lo amb el nombre de partícules i

amb la massa en grams:

Un mol d’àtoms de magnesi té una massa

de 24,3 g i conté 6,02 × 1023 àtoms.

Un mol d’àtoms d’estany té una massa de

118,7 g i conté 6,02 × 1023 àtoms.

Massa

(en grams)

Nombre de

partícules Mols

1 mol = 6,02 × 1023 partícules 1 mol = Massa molar

Per fer els càlculs d’un concepte a l’altre (entre nombre de partícules, mols i

massa en grams), expressarem les equivalències com a factors de conversió.

Exemple 1.- Quantes molècules de metà hi ha en 30 mols d’aquest compost?

Exemple 2.- Quina és la massa de 2’5 mols d’àcid sulfúric?

Exemple 3.- Quina és la massa de 1025 àtoms de zinc?

Exemple 4.- Calcula la massa, en grams, d’una molècula de sacarosa (C12H22O11).

** Veure també els exemples 1, 2, 3, 4, 5, 8 i 9 de les pàgines 23-24-25 del llibre

3.16 |Càlculs en mols

6'02·1023 molècules

1 mol30 mols CH4 x = 1'81·1025 molècules CH4

1 mol Zn 65'4 g Zn

6'02·1023 àtoms Zn 1 mol Zn1086'38 g ZnM(Zn)=65'4 g/mol 1·1025 àtoms Zn x x =

98 g H2SO4

1 mol H2SO4

2'5 mols H2SO4 x = 245 g H2SO4M(H2SO4)=98 g/mol

1 mol C12H22O11 342 g C12H22O11

6'02·1023

molècules C12H22O11 1 mol C12H22O11

5'68·10-22 g C12H22O111 molècula C12H22O11 x x =

M(C12H22O11)=342 g/mol

* Si d’una substància ens donen la densitat, aquesta relaciona la massa i el volum de

la substància, i l’expressarem com un factor de conversió més:

Exemple 5.- L’etanol és un líquid de densitat 0’79 g/cm3. Quantes molècules

d’etanol hi ha en una ampolla de 250 cm3 o mL ?

** Si se’ns demana el nombre d’àtoms d’un element que hi ha en un compost

molecular, caldrà afegir un factor que expressi la seva fórmula molecular:

Exemple 6.- Quants àtoms d’hidrogen hi ha en 75 g de butà?

3.16 |Càlculs en mols

0'79 g C2H5OH 1 mol C2H5OH 6'02·1023 molècules C2H5OH

1 cm3 C2H5OH 46 g C2H5OH 1 mol C2H5OH

250 mL o cm3 C2H5OH x x x = 2'58·1024 molècules C2H5OH

M(C2H5OH)=46 g/mol

1 mol C4H10 6'02·1023 molècules C4H10 10 àtoms d'H

58 g C4H10 1 mol C4H10 1 molècula C4H10

75 g C4H10 x x x = 7'78·1024 àtoms d'H

M(C4H10)=58 g/mol

*** En el cas de compostos iònics, és incorrecte utilitzar el concepte de molècula.

Aleshores l’equivalència és entre mols de compost i mols d’ions segons la seva

fórmula empírica:

Exemple 7.- Quants ions clorur hi ha en 125 g de fluorita o fluorur de calci?

I quants ions calci hi ha?

3.16 |Càlculs en mols

FER ELS EXERCICIS: del 26 al 60 (excepte el 44, 51 i 52) pàg. 29-30-31 llibre

Fluorur de calci: CaF2 Ca2+ + 2 F-

1 mol CaF2 2 mols d'ions F- 6'02·1023 ions F-

78'1 g CaF2 1 mol CaF2 1 mol ions F-

1 mol CaF2 1 mol d'ions Ca2+ 6'02·1023 ions Ca2+

78'1 g CaF2 1 mol CaF2 1 mol ions Ca2+125 g CaF2 x x x = 9'64·10

23 ions Ca

2+

125 g CaF2 x x x = 1'93·1024

ions F-

M(CaF2)=78'1 g/mol