UD 1:ESTRUCTURA DE LA MATÈRIA

1r Batxillerat curs 2014-15

Continguts: •Conceptes fonamentals •Propietats i classificació de la matèria • Evolució històrica de les lleis ponderals: -Llei de Lavoisier -LLei de Proust -Llei de Dalton -Lleis volumétriques • Teoria atòmica de Dalton • Hipòtesis d’Avogadro • El mol

!!

0. Conceptes fonamentals

La física i la química són ciències experimentals que estudien la matèria

La matèria és tot allò que té massa i ocupa un volum

La física estudia els canvis que experimenta la matèria sense que s’alteri la seva naturalesa La química estudia la composició de la matèria i els canvis quan s’altera la naturalesa.

1. Propietats i classificació de la matèria

matèriamescles

homogèniesheterogènies

Substància pura

substància simple

( o element)

compost

es poden descomposar en substàncies simples

per processos químics

E l s c o m p o n e n t s d ’ u n a mescla es poden separar per processos físics : filtració, d e c a n t a c i ó , sedimentació,destil· lació, extracció...

substàncies pures:

-composicio fixa -propietats carcaterístiques (p.f, p.eb, densitat...)

element compost

-no es poden descompondre en substàncies més senzilles -ordenats a la taula periòdica

- es poden descompndre en substàncies més senzilles (processos químics) -es representen per fórmules químiques

2. Evolució històrica de les lleis ponderals:

S XVIII, es tenia coneixement de processos en els quals la matèria guanyava o perdia massa. (combustió, calcinació)

Llei de conservació de la massa ( o de Lavoisier)

Lavoisier, a partir dels resultats obtinguts en la seva recerca en les reaccions químiques establir La llei de conservció de la massa en les RQ

Reacció química!

DCBA +→+ !

En una reacció química la massa dels reactius és la mateixa que la dels productes( la matèria no es crea ni es destrueix, es transforma)

Exemple:S + Fe FeS

Llei de les proporcions definides ( o llei de Proust)

Sempre que dos elements o més es combinen per formar un mateix compost, ho fan en una proporció de masses constant

pàg 15 ex 8 i 9

Llei de les proporcions múltiples( o llei de Dalton)

Quan dos elements es combinen per formar més d’un compost, les quantitats d’un dels elements que es combinen amb una quantitat fixa de l’altre guarden entre sí una relació de nombres enters senzills

pàg 26 ex 32,34

Llei dels volums de combinació.(Llei de Gay-Lusssac)

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

!

3. Teoria atòmica de Dalton

!

John Dalton, anglès, publicà entre 1808 i 1810 una teoria que intentava explicar totes les lleis de les Rx químiques descobertes fins el moment.

!

Hipòtesis de la teoria atòmica de Dalton 1.La matèria està formada per àtoms indivisibles i inalterables. 2.Les substàncies compostes estan formades per àtoms

compostos (que avui anomenem molècules). 3.Tots els àtoms d’una substància són idèntics i, per tant, tenen

la mateixa massa i les mateixes propietats. 4.Els àtoms de substàncies diferents tenen masses diferents i

també les altres propietats. 5.Quan es produeix una RQ, els àtoms, com són inalterables, ni es creen ni es destrueixen, tan sols s’agrupen d’una altra manera.

!

!

Aquesta interpretació, a més, posa de manifest la llei de conservació de la massa i la relació en què es combinen les seves masses. És a dir, la teoria de Dalton dóna una explicació a les dues lleis experimentals més importants de les reaccions químiques, la llei de Lavoisier i la llei de Proust

Malgrat els avenços de la teoria, ara sabem que algunes de les seves hipòtesi no eren correctes. A més, Dalton tenia algunes concepcions de la matèria que no li van permetre trobar explicacions satisfactòries a alguns fenòmens.

a. Dalton suposava que els gasos estaven formats per àtoms en contacte, no admetia l’existència del buit entre els àtoms, i estaven en repòs. Això implicava que el volum dels gasos depenia de la grandària dels àtoms o molècules. Aquesta creença tenia sèries dificultats per explicar la compressió i/o expansió dels gasos. !

b.La regla de la màxima simplicitat sempre que dos elements es combinen per a donar un únic compost aquesta serà sempre la més simple. Si hi ha la possibilitat que donin més d’un compost, llavors les combinacions possibles seran la binària i la ternària.

Aquesta segona idea feia que Dalton imagines molècules que no eren correctes. L’estudi dels gasos, per part de Gay-Lussac va posar de manifest alguns d’aquests errors. Això ho podem veure en la reacció de formació de l’aigua:

Dalton ho imaginava així: H + O -> HO!

Gay-Lussac trobà experimentalment que

!

4. Hipòtesi d’Avogadro

El volum que ocupa un gas depèn fonamentalment de la distància entre les molècules i no de la grandària d’elles, que és irrellevant pel que fa al volum ocupat per el gas.

Hipòesti d’Avogadro (1811) En les mateixes condicions de pressió i temperatura, els volums iguals de gasos diferents tenen el mateix nombre de molècules

!Això implica que si, en les mateixes condicions de pressió i temperatura, un gas té el doble de volum que un altre el primer tindrà el doble de molècules que el segon. Això és el que passa en la reacció de formació de l’aigua : !

Això no és possible!

Avogadro soluciona el problema introduint el concepte de molècula, el que dur a diferenciar entre molècula i àtom, encara que es tractés de substàncies simples. Així és dóna cabuda a molècules del tipus Cl2, H2, O2. !Interpretació d’Avogadro de la formació de l’aigua a partir d’hidrogen i oxigen.

!

!D’aquesta manera, es satisfan la Llei de la conservació de la massa i la llei dels volums de combinació de Gay-Lussac.

La hipòtesi d’Avogadro també explica el per què tots els gasos es dilaten de la mateixa manera (Llei de Gay-Lussac de la dilatació de gasos).

Segons Dalton Actualment sabem Hidrogen H H2 Oxigen O O2 Clor Cl Cl2 !Aigua HO H2O !Amoníac NH NH3 !Òxid (N) NO NO !Òxid (N) NO2 NO2

5.El molTenim com unitat arbitrària per mesurar les masses del àtoms la “Unitat Atòmica de Massa”. A més, sabem que la relació d’aquesta unitat amb la unitat internacional de massa és:

1 u = 1,66x10-27kg= 1,66x10-24g.

Si volem controlar les masses de les diverses substàncies que intervenen en una reacció química és impossible fer-ho a nivell de molècules, és a dir, en un laboratori normal amb una balança és impossible mesurar la massa d’una molècula. Però, podria ser molt útil utilitzar un número molt gran de partícules, molècules en aquest cas, de manera que la seva massa fos de l’ordre dels grams. És a dir, una massa fàcilment mesurable en un laboratori qualsevol. Aquesta és una gran idea, però cal posar-nos d’acord en quin ha de ser aquest enorme número de molècules.

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

La massa d’un àtom d’hidrogen = 1 u = 1,66·10-24g

gHatomsHN

gatomH A

1)(

10.66,11

24 =−

!NA=6,022·1023 àtoms d’hidrogen.

Exemple 2: Sabem que la massa atòmica relativa del clor és Ar(Cl)=35,5. quants àtoms de clor hem de tenir per aconseguir una massa de 35,5 gram de clor?. Per fer-ho, cal repetir exactament el que hem fet amb l’hidrogen:

La massa d’un àtom de clor és = 35,5 u = 35,5 · 1,66·10-24g

gClatomsClN

gxatomCl A

5,35)(

10.66,15,351

24 =−

torna a donar NA=6,022·1023 àtoms de clor

Exemple 3: El mateix podem fer amb molècules, per exemple les de la reacció anterior: La massa d’una molècula d’hidrogen, H2, = 2 u = 2 x 1,66·10-24g d’hidrogen

2

2242

2)(

10.66,121

gHmoleculesHN

gxmoleculaH A=

−

NA = 6,022·1023 molècules d’hidrogen, H2

Exemple 4: realitza els càlculs en el cas de l’amoníac,NH3

En tots els casos ens trobem que sempre necessitem el mateix nombre de molècules o àtoms per a tenir una massa en grams numèricament igual a la massa de la molècula o àtom expressada en u.

!A la quantitat NA igual a 6,022·1023 rep el nom de constant d’Avogadro.

Això ens permet fer una doble interpretació de la reacció de formació del clorur d’hidrogen

H2 + Cl2 -> 2 HCl

- una molècula d’hidrogen, H2, reacciona amb una molècula de clor, Cl2, per donar dos molècules de clorur d’hidrogen, HCl.

- NA molècules d’hidrogen reaccionen amb NA molècules de clor per donar 2xNA molècules de clorur d’hidrogen.

Mol: és la quantitat de matèria que conté el nombre d’Avogadro de partícules ( ja siguin molècules,

àtoms, ions)

Per tant: - En un mol d’hidrogen, H, hi ha 6,022x1023 àtoms d’hidrogen i la seva massa és

de 1 gram. - En un mol de molècules d’hidrogen, H2, hi ha 6,022x1023 molècules d’hidrogen i

la seva massa és de 2 grams. - En un mol de carboni, C, hi ha 6,022x1023 àtoms carboni i la seva massa és de

12 grams. - En un mol de molècules d’oxigen, O2, hi ha 6,022x1023 molècules d’oxigen i la

seva massa és de 32 grams. - En un mol de metà, CH4, hi ha 6,022x1023 molècules de metà i tenen una massa

16 grams.

!

H2 + Cl2 -> 2 HCl 1mol H2 + 1 mol Cl2 -> 2 mols HCl

Això ens permet establir la següent relació entre masses: 2,0 g H2 + 71,0 g Cl2 -> 2 x 36,5 g HCl

Així, podem interpretar les reaccions químiques en termes de mols, i realitzar càlculs de les masses dels reactius i productes

Resum: Ara podem fer les següents interpretacions d’una reacció química, totes elles vàlides:

1. 1 molècula de H2 + 1 molècula de Cl2 -> 2 molècules de clorur d’hidrogen. 2. 1 mol de H2 + 1 mol de Cl2 -> 2 mols de clorur d’hidrogen. 3. 2,0 g H2 + 71,0 g Cl2 -> 2 x 36,5 g HCl