Introducció a la Quimica (2014)

Apunte Español
Universidad Universidad Politécnica de Cataluña (UPC)
Grado Ingeniería de Diseño Industrial y Desarrollo del Producto - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 37
Fecha de subida 22/11/2014
Descargas 1
Subido por

Vista previa del texto

TEMA 1. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
ESTRUCTURA ATÒMICA I TAULA PERIÒDICA.
PROPIETATS PERIÒDIQUES.
QUÍMICA Continguts Tema 1A Tema 1A. Introducció a la Química 1. Conceptes bàsics. Mescles, compostos i elements. Ions. Massa atòmica.
Mol. Factors de conversió. Composició centesimal. Fórmula empírica. Fórmula molecular 2. Propietats de les substàncies 2.1 Mesures experimentals 2.2 Precisió, exactitud, errors. Xifres significatives 3. Mesura de substàncies 3.1 Mesura de líquids 3.2 Mesura de substàncies en dissolució (concentracions) 3.3 Mesura de gasos TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
2 Bibliografia • Chang, Raymond FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, McGraw-Hill/Interamericana, Mexico 2011.
- Capítulo 1. Química. El estudio del cambio. Pg. 1-13.
- Capítol 2. Átomos, moléculas e iones.
• Petrucci, Harwood, Herring. QUIMICA GENERAL. 8ª ed. Pearson Educación SA, Madrid 2003.
-Capítol 1. “Las propiedades de la materia y su medida”. Pg.1-32.
• Whitten, Davis, Peck. QUIMICA GENERAL. 5ª ed. McGraw-Hill, Madrid 1998.
- Capítulo 1. “Los fundamentos de la química”. Pg.1-39.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
3 1. Conceptes bàsics. Elements i àtoms • • La Química és la ciència de la Matèria.
La Química estudia la composició, estructura i propietats de la matèria, així com els canvis que aquesta experimenta durant les reaccions químiques i la seva relació amb l’energia.
MATÈRIA Separació per Mescles heterogènies Substàncies pures Mètodes físics homogènies Separació per compostos Mètodes químics -dissolució sal en aigua -dissolució de sucre en aigua CuSO4 TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
elements -Cu -S -O….
4 1. Conceptes bàsics. Elements i àtoms Matèria: tot allò que ocupa espai i té massa. En base a las seva composició i propietats tenim: Substància (o substància pura): forma de matèria que té composició definida i propietats distintives. Exemples: aigua, or, amoníac, sacarosa, oxigen.
Mescla: combinació de dues o més substàncies on aquestes conserven les seves propietats. Poden ser homogènies (de composició uniforme) o heterogènies (composició no uniforme). Les mescles es poden separar per mètodes físics.
Les substàncies poden ser elements o compostos. Un element és una substància que no es pot separar en altres de més senzilles per mitjà de medis químics (hi ha 117 elements identificats fins avui).
Compost: substància formada per àtoms de dos o més elements units químicament en proporcions fixes.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
5 1. Conceptes bàsics. Elements i àtoms • Els ELEMENTS estan formats per ÀTOMS “iguals” i característics.
• - Els àtoms estan formats per protons (+), electrons (-) i neutrons (0).
Els àtoms del mateix element: - tenen el mateix nombre de protons.
tenen el mateix nombre d’electrons (en igual nombre que los protons).
poden tenir diferent nombre de neutrons (isòtops).
12 C 6 14 C 6 Nombre màssic (A) = protons + neutrons Model atòmic de Rutherford 12 C 6 Nombre atòmic (Z) = protons Símbol 6 1. Conceptes bàsics. Ions.
• Els àtoms dels elements poden guanyar i perdre electrons formant ions: Ag Ag+ + eCa Ca2+ + 2eFF + eO2O + 2e- la plata atòmica forma “l’ió plata” (Ag+) el calci atòmic forma “l’ió calci” (Ca+2) el fluor atòmic forma l’ió fluorur (F-) l’oxigen atòmic forma l’ió òxid (O2-) TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
7 1. Conceptes Bàsics. Massa Atòmica • La massa atòmica d’un determinat element es mesura en “unitats de massa atòmica” (u.m.a.) tot i que també es denominen Dalton (Da).
• El valor exacte d’una u.m.a ha variat al llarg de la història. Actualment, una u.m.a.
equival a la dotzena part de la massa de l'isòtop 12 del carboni (12C).
• • Recordem: els isòtops són àtoms de un mateix element (és a dir, que tenen el mateix nombre de protons al nucli) però que tenen diferent nombre de neutrons: 12C: 6 protons + 6 neutrons (abundància 98,93%) • 13C: 6 protons + 7 neutrons (abundància 1,07%) • 14C: 6 protons + 8 neutrons (abundància < 0,01%) • • Per cada element s'utilitza la massa ponderada de tots els isòtops en funció de la seva abundància: La massa ponderada del carboni és 12.0107 u.m.a. que és molt propera a 12 perquè predomina el 12C.
Si considerem que un protó i un neutró pesen aproximadament el mateix, una u.m.a. equival al pes d’una d’aquestes partícules.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
8 1. Conceptes Bàsics. Massa Atòmica Exercici 1: • • Se sap que existeixen 2 isòtops de clor (Cl) amb abundàncies relatives de 75,78% pel 35Cl i 24,22% pel 37Cl.
• Calcula la massa ponderada del Clor.
La massa atòmica ponderada té en compte el pes en u.m.a de cada isòtop i la seva abundància: Isòtop Pes (u.m.a.) Abundància (%) 35Cl 35 75,78 37Cl 37 24,22 atòmica massa ponderada = n massai abundànciai i massa ponderada Cl = 35·0, 7578 37·0, 2422 massa ponderada Cl = 35, 4844 35,48 u.m.a.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
9 1. Conceptes Bàsics. Mol Mol és la unitat del Sistema Internacional de Mesures (S.I.) per la magnitud denominada “Quantitat de substància”.
•1 Mol és igual al Nombre d’Avogadro (NA) de partícules.
• El Nombre d’Avogadro (NA) és 6,023·1023.
De vegades podem trobar els termes: - Molècula-gram per referir-se concretament a 1 mol de molècules.
- Àtom-gram per referir-se concretament a 1 mol d’àtoms.
• La massa en u.m.a. d’un àtom coincideix amb la massa en grams d’un mol d’àtoms.
1 Mol d'àtoms que pesen 1 u.m.a. pesa 1 gram.
1 Mol d'àtoms que pesen 2 u.m.a. pesa 2 grams.
1 Mol d'àtoms que pesen 12 u.m.a. pesa 12 grams.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
10 1. Conceptes Bàsics. Massa Molecular tabla periódica con masas atómicas La massa molecular (M) es defineix com la suma de les masses atòmiques dels àtoms que formen una molècula.
Exercici 2. Calcula la massa molecular del H2SO4. Dades: M(H) = 1,00 u.m.a; M(S) = 32,00 u.m.a; M(O) = 16,00 u.m.a.
M (H2SO4)= 2x1,00+32,00+4x16,00= 98,00 g/mol La definició es pot estendre als compostos que no formen molècules (com les sals), malgrat que en aquests casos és més correcte utilitzar el terme pes-fórmula.
Exemple: Calcula la Massa molecular (o el pes-fórmula) del NaCl. (Exercici número 7 per casa del T1).
Podem relacionar la massa d’una substància amb el nombre de mols que la composen: Massa atòmica o molecular massa en grams mol TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
11 1. Conceptes Bàsics. Factors de conversió • Per fer càlculs en Química es fan servir els factors de conversió que permeten, només multiplicant per una relació d’unitats o bé per una relació que equival a 1, canviar d’unes unitats a unes altres i, a partir de dades conegudes, determinar-ne altres de desconegudes.
1m 100 cm = =1 100 cm 100 cm 10-10 m 100 cm 1 Å = 1 Å· · = 10-8 cm 1m 1Å 1 m = 100 cm • 1m =1 100 cm Coneixent la densitat d’una dissolució podem passar de volum a massa de dissolució, fent un canvi de magnituds: 10 ml dissolució = 10 ml dissolució x 1,3 g dissolució = 13 g dissolució 1 ml dissolució TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
12 1. Conceptes Bàsics. Mol • Gràcies a Avogadro podem relacionar la massa que podem pesar a la vida real (realitat macroscòpica) amb el nombre d’entitats de la realitat submicroscòpica (molècules, àtoms, ions…).
Exercici 3. Quantes molècules hi ha en 8,0 g de CO2? 1 mol CO2 6,023·10 23molècules de CO 2 8g CO2 · · =1,09·10 23molècules de CO 2 44g 1 mol CO2 TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
13 1. Conceptes Bàsics. Composició centesimal La composició centesimal o percentual d’un compost indica el percentatge de cada element (%i) que hi ha en ell. Es calcula com: %i ni ·M i ·100 M compost Essent ni el nombre de mols d’àtoms de cada element, Mi la massa atòmica de cada element i Mcompost, la massa molecular del compost.
Exercici 4. Calcula la composició centesimal de l’àcid sulfúric (H2SO4).
%H 2 1,00 g H 100 2,04% H 98,00 g H 2 SO4 %S 32,00 g S 100 32,65% S 98,00 g H 2 SO4 %O 4 16,00 g O 100 65,31% O 98,00 g H 2 SO4 14 1. Conceptes bàsics. Fórmula empírica La F.E. (fórmula empírica) d’un producte pur és la que indica quins elements hi ha i la relació molar entre ells, però no quants elements hi ha de cada classe. La F.E. d’un producte es pot determinar a partir de la composició centesimal (percentatge en pes de cadascun dels elements que el formen).
Exercici 5: L’anàlisi d’un producte pur revela que conté 50,1% d’S i 49,9% d’O Quina és la seva fórmula empírica? En 100 g de producte pur hi ha 50,1 g d’S i 49,9 g d’O. En primer lloc es calcula el nombre de mols d'àtoms de cada element: 50,1 g S 1mol S = 1,56 mols d'àtoms d'S 32,1 g S 49,9 g O 1mol O = 3,12 mols d'àtoms d'O 16 g O A continuació, es divideix per valor més petit, obtenint la F.E.: S1,56 O 3,12 1,56 SO 2 1,56 15 1. Conceptes bàsics. Fórmula molecular 16 1. Conceptes bàsics. Fórmula molecular 17 2. Propietats de les substàncies 2.1 Mesures experimentals. Precisió, exactitud, errors 2.2 Xifres significatives Referències: http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/unidades/medidas/medidas.htm TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
18 2. Propietats de les substàncies • Propietats extensives: depenen de la quantitat de substància; a més, són additives. S’acostumen a indicar en majúscules (la massa n'és una excepció).
Exemples: – Massa – Volum – Resistència elèctrica • Propietats intensives: son específiques de la substància i independents de la grandària. No són additives. S‘acostumen e indicar en minúscules. Exemples: – Densitat – Punt de fusió – Punt d’ebullició – Resistivitat elèctrica – Pressió – Temperatura TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
19 2. Propietats de les substàncies L’Anàlisi Química permet conèixer dues característiques fonamentals de les substàncies: – Què són? – Quina quantitat n’hi ha? Anàlisi qualitativa Anàlisi quantitativa Exemples: – Un reactiu químic permet conèixer la naturalesa de determinat producte (què és).
– La massa es pot determinar mitjançant una balança que mesura l’atracció de la gravetat (quina quantitat n’hi ha).
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
20 2.1 Mesures experimentals. Precisió, exactitud, errors • La Precisió d’una mesura experimental consisteix en la semblança dels resultats obtinguts cada cop que la mesura es repeteix. S’associa a la reproductibilitat.
• L’Exactitud en una mesura experimental consisteix en la semblança amb un únic valor, acceptat com a resultat veritable, dels resultats obtinguts en cada mesura.
• L’Error de mesura o experimental és la diferència entre el valor acceptat i el valor mesurat (en valor absolut).
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
21 2.1 Mesures experimentals. Precisió, exactitud, errors L’Error de mesura o experimental ve donat per la combinació del següent errors: o L’Error instrumental que és el valor mínim de magnitud que ens permet distingir l’aparell o instrument, també anomenat sensibilitat de l’aparell.
o L’Error de manipulació que és el que pot cometre la persona que està realitzant la mesura.
o L’Error aleatori que és el compendi dels errors de manipulació juntament amb els causats per canvis en les condicions de mesura no controlades.
L’Error absolut és la diferència entre el valor acceptat i el valor mesurat, en valor absolut.
L’Error relatiu és l’error absolut dividit pel valor acceptat (en valor absolut) i multiplicat per 100. Es tracta d’un % que permet avaluar més fàcilment les proporcions de l’error.
22 2.2 Xifres significatives • La quantitat o número que expressa el resultat de una mesura experimental ha d’indicar l’error de la mesura. Normalment, el número porta implícit l’error experimental ja que es considera que totes les xifres són perfectament exactes excepte la última, la de la dreta, que podrà diferir en una unitat del valor real.
Altrament, caldrà que s’expressi de forma explícita.
Exemple: • 36,5 cm 36,5 ± 0,1 cm Les xifres significatives son les xifres exactes de un valor més la primera inexacta. El nombre de xifres significatives d’una dada corresponen al nombre de dígits contats d’esquerra a dreta a partir del primer diferent de zero.
2,34 cm → 3 xifres significatives 0,0234 m → 3 xifres significatives 2,34·10-5 Km → 3 xifres significatives 100 → depen: 1·102 te 1 xifra i 1,00·102 te tres xifres. En general s’enten que 100 te 3 xifres significatives → pràcticament infinites xifres significatives 23 2.2 Xifres significatives Quan expressem una mesura ho hem de fer amb el nombre de xifres adient: •Si mesurem amb una regla podem escriure 8,1 cm però no 8,12345 cm.
•Si ho fem amb un peu de rei hauríem d’escriure 8,100 cm.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
24 2.2 Xifres significatives Arrodoniment •Per arrodonir els resultats a l’ última xifra significativa del resultat s’ha de augmentar una unitat si la següent xifra (que no s’escriurà) és més gran que 5.
•Si la última xifra és 5, s’arrodoneix al nombre parell més proper.
–Exemple: 2,35 →2,4 y 2,65 →2,6.
•Al sumar o restar diferents dades el resultat no pot tenir més xifres decimals que el sumand amb menys xifres decimals.
–Exemple: 12,1 + 1,12345 = 13,22345 → 13,2 •Al multiplicar o dividir, el resultat ha de tenir les mateixes xifres significatives que el valor amb menys xifres significatives. A vegades, si la primera xifra del resultat és “1” es pot afegir un altre xifra significativa addicional.
–Exemple: 5,12 x 6,123 = 31,34976 → 31,3 –Exemple: 0,65 x 2,123 = 1,37995 → 1,4 → 1,38 25 3. Mesura de substàncies 3.1 Mesura de líquids 3.2 Mesura de substàncies en dissolució (concentracions) 3.3 Mesura de gasos TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
26 3.1 Mesura de líquids • La forma més habitual de mesurar o quantificar un líquid és mitjançant el seu volum (V). Les unitats més habituals són: mL = cm3 (10-3 L), L ó m3 (103 L).
Per mesurar V de líquids utilitzem provetes, pipetes, buretes o matrassos aforats.
• aforat Per poder relacionar el volum i la massa s’utilitza la densitat ( ). Les unitats més habituals són: g/mL= g/cm3.= kg/L.
g w(g) = • cm 3 ·V(cm 3) Per relacionar la quantitat de massa i la quantitat de substància calen la densitat i el pes molecular (M).
g 1 mol 3 n (mol) = M g · cm 3 ·V (cm ) 27 3.2 Mesura de substàncies en dissolució • En Química és molt freqüent treballar amb dissolucions que són barreges homogènies d’un (o més) solut(s) en un dissolvent. Dels diferents components d’una dissolució el que està en major proporció s’anomena dissolvent i a la resta se’n diuen soluts. Si el dissolvent és aigua, en diem dissolucions aquoses.
• Hi ha altres definicions sobre qui és el dissolvent, que es considera aquell que no canvia d’estat al formar part de la dissolució.
• La mesura de la dissolució en conjunt es fa, com amb qualsevol líquid, mesurant el volum. Però, sovint, és necessari conèixer el contingut d’un dels components de la dissolució, per a la qual cosa s’utilitza la concentració en les seves diferents expressions.
• La concentració és una propietat intensiva ja que no depèn de la quantitat total de dissolució, sinó de les relacions entre els components d’aquesta, indicant la quantitat de solut (soluts) que hi ha en un volum (massa) de dissolució (dissolvent).
28 3.2 Mesura de substàncies en dissolució Les diverses formes d'expressar les quantitats de solut, de dissolvent o de dissolució donen lloc a diferents unitats i que, per simplificar, es poden classificar per la forma de mesurar el solut: – Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en massa.
– Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en mols.
– Altres concentracions.
TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
29 3.2 Mesura de substàncies en dissolució • Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en massa.
– Percentatge en pes (%) respecte a la dissolució: grams de solut % = x100 grams de dissolució – Percentatge en pes (%) respecte al disolvent (cal indicar-ho expresament): grams de solut % = x100 grams de dissolvent – Concentració en g/L respecte a la dissolució: grams de solut c = litre de dissolució TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
30 3.2 Mesura de substàncies en dissolució • Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en mols.
Químicament són les més utilitzades: – Molaritat (M) o mols de solut per litre de dissolució: mols de solut M= litre de dissolució – Molalitat (m) o mols de solut per kilogram de dissolvent: mols de solut m= Kg de dissolvente – Fracció molar (xi) o mols del component i (solut) per mol de dissolució: mols de solut xi = mols de dissolució TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
31 3.2 Mesura de substàncies en dissolució • Altres concentracions. En alguns casos particulars segueixen emprant unitats de concentració específiques: se – Percentatge en volumn (%vol) o litres de solut por 100 litres de dissolució. S’utilitza habitualment per dissolucions de gasos. En el cas de begudes alcohòliques els graus alcohòlics són el %vol de alcohol.
litres de solut %vol = x100 litres de dissolució TEMA 1A. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
32 3.2 Mesura de substàncies en dissolució • Exercici 7: – Tenim un HCl del 35% i d= 1,18 g/mL. Expressa la seva concentració en M, m i x.
Resposta: 11,3 M; 14,8 m; xHCl= 0,21 i xH2O= 0,79 TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
33 3.3 Mesura de gasos 34 3.3 Mesura de gasos • En funció del conjunt d’unitats emprats la constant R té diversos valors: – 8,31441 J·K-1·mol-1 – 8,31441 Pa·m3·K-1·mol-1 – 0,0831441 bar·dm3·K-1·mol-1 – 0,08205746 atm·L·K-1·mol-1 – 62,3637 torr·L·K-1·mol-1 – 1,987 cal·K-1·mol-1 • Habitualment, – Si n es mesura en mols, T en kelvins (K), P en Pascals (Pa) i el V en metres cúbics (m3), és a dir, en Sistema Internacional, R= 8,31441 Pa·m3·K-1·mol-1 – Si n es mesura en mols, T en kelvins (K), P en atmosferes (atm) i el V en litres (L).
En aquestes condicions: R= 0,08205746 atm·L·K-1·mol-1 • Quan T= 0oC (= 273,15 K) i P = 1 atm (= 760 mmHg = 1,01325 105 Pa) se’n diu que el gas està en condicions normals (c. n.) i cada mol de gas ocupa un volum de 22,4 L: 22,4 L / 1 mol gas en c.n.
35 3.3 Mesura de gasos xi = Ptotal Pi i i RT ni V % vol i 100 i RT ni · V RT ntotal · V TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
Ptotal 36 3.3 Mesura de gasos xi fracció molar de cada gas i Mi Massa molecular de cada gas Exercici 8: TEMA 1A. INTRODUCCIÓ A LA QUÍMICA.
37 ...