Unitat 3, 4

UNITAT 3   COMPOSICIÓ DE LES DISSOLUCIONS   1. Composició de les dissolucions.   Es la manera d’expressar la quantitat de solut d’una dissolució o solució:       % en massa  Exemple 1 P.96Ex. 1 P.102Ex. 10- P.115Ex. 3-4-5-6-7- P.115-116Ex. 8-11-12 P.115-116(A Casa) -         % en volum  Exemple 2 P.97Ex: 3 P. 102Ex. 9- P.115(A Casa) -         g/lEx. 10 P. 102Ex.: 30% NaCl i d= 1,04  g/cc. g/l? -         Molaritat(M)Exemple 3 P. 98Exemple 6 P. 101Ex. 21- P.117Ex.4-7 P. 102 (A Casa)A l'exercici 7 falta densitat dissolució  =1 g/cm3Ex. 30-44-45-46 P.118-119(A Casa) Ex: 44-45-46, només a) - Molalitat(m)Exemple 4 P. 99Ex. 5-8-9 P. 102Ex. 18-27-28 P.116-117(A Casa) -         Fracció molarExemple 5 P. 100 Ex. 17-23-25-26 P.116-117(A Casa) -         ppm(parts per milió)- Exemple 7 P. 102Ex. 11 P. 102(A casa)Ex. 32- P.118(A Casa) 2. Propietats de les dissolucions  Si  es dissol un solut qualsevol en un líquid les propietats de  la dissolució que forma són diferents que si  el  dissolvent fos pur(sense solut).  Aquest canvi de les propietats potser per dues coses:  1r: Propietats que depenen dels mols de solut dissolts i no del tipus de substància.  2n: Propietats que depenen de la substància dissolta.     Del primer cas: Són la pressió de vapor punt de congelació,punt d'ebullició i pressió osmótica.  Del segon cas:  Conductivitat elèctrica, densitat, etc.   A les primeres s'anomenen propietats col.ligatives 2.1.Pressió de vapor de les dissolucions.Llei de Raoult.       Raoult al 1887 va establir en les seves investigacions que la  disminució  de la pressió de vapor d'un líquid  volàtil  al dissoldre's  un solut no salí qualsevol és proporcional  a  la fracció molar de solut. /\p  =  xs .po  d'on: po = pressió de vapor del dissolvent pur p  = pressió vapor de la dissolució.po - p = xs.po ===> po - xs.po = p ===>  po(1- xs) =  p ===>po xd  = p    Exemple 8. P. 107Ex. 34 P.118     2.2.Variació del punt de congelació. Crioscòpia.  Raoult experimentant (1878) va observar el següent quan es refredava un dissolvent sempre ho feia a una temperatura fixa.  Si  dissolia  un  sòlid,  observava  que la dissolució  ja  no solidifica a la temperatura que ho fa el dissolvent quan aquest és  pur,  sinó a una altra inferior, és a dir, es  produeix  un descens  en el punt de congelació.  Raoult va trobar la relació entre la quantitat de substància dissolta i el descens del punt de  congelació:  æc = kc.m  d'on:     kc = constant que depèn del   dissolvent.  m = Molalitat ; æc = desviació crioscòpicaExemple 10 P.109 , en el llibre nou és  Exemple 9 P.109Ex. 35 P.118Ex. 39 P.118(A casa)    2.3. Variació del punt d'ebullició.Ebulloscòpia.  L'augment del punt d'ebullició:  æe = ke.m  d'on: ke = constant que depèn del dissolvent  m = Molalitat ; æe = desviació ebulloscòpicaExemple 9 P.108  no hi és en el llibre nou.Ex. 36 P.118  2.4. Osmosi i pressió osmòtica.Si  una  dissolució es posa en contacte amb dissolvent  o amb  dissolució més diluïda,  a causa del moviment molecular  el solut  es reparteix uniformement per tot el líquid  obtenint-se una  única dissolució.  Si la dissolució i el dissolvent  estan separats  per una membrana semipermeable (només deix passar les molècules  del  dissolvent) llavors l’homogeneïtat  no  es  por produir i al ser més intens el flux de dissolvent a passar a la dissolució  que  des  de la dissolució al dissolvent hi  ha  un impuls que rep el nom d'osmosis. El procés d'osmosis dilueix la dissolució  i augmenta el volum i si el nivell  del  dissolvent s'eleva   es  produeix  una  pressió  hidrostàtica  que   Van't Hoff(1885), va establir experimentalment: Comentar, full d'enciam en l'amanida amb sal ã . V = n.R.T  ===> ã = pressió osmòtica  V = volum de la dissolució que conté n mols de solut.Exemple 11 i 12 P.111Ex. 37-38 P.118(A casa) Activitats P.111( A Casa)  Pràctica : Preparació de dissolucions P. 121  UNITAT 4                                         MODELS ATOMICS  1. Estructura de l'àtom. Rajos catòdics: http://www.youtube.com/watch?v=1dPv5WKBz9k#at=80  1. 1.Model de Rutherford   El descobriment de les càrregues elèctriques en els àtoms �   (electrons  i  protons)  va  fer  que  Thomson(1898)  plantegés �   la  hipòtesi  que  l'àtom  era com  una  esfera  d'electricitat �   positiva on el seu interior estaven els electrons. Al 1911,  els experiments de Rutherford irradien fines  làmines �   d'or  amb partícules alfa(He2+) van concloure que l''atom  tenia � més  partícules positives que estaven concentrades en uns punts �   anomenats  nuclis  atòmics.  Aquest model es  caracteritza  per �   tenir una zona central anomenada nucli,  en el qual es troba la �   càrrega positiva i la major part de la massa de l'àtom.  Aquest �   nucli es constituït per unes partícules anomenades nucleons   Hi  ha  dos tipus de nucleons:  els protons(+) i  els  neutrons �   amb càrrega +/- descoberts per Chadwick(1932). entorn d'aquest �   nucli  i  a unes distàncies enormes en comparació  amb  el  seu diàmetre s'hi troben els electrons(-).(diàmetre nucli =10-15m. i �   la  1ª  orbita(s) = 5.10-11 de radi,  ‚és a  dir,  unes  100.000 �   vegades) girant en òrbites circulars.   Aquest  model de Rutherford (el nucli i els electrons giren  al �   seu   entorn)   era  mol  didàctic,   peró,   entra   en   dues �   contradiccions segons els coneixements de l'època:�   1r  Segons les lleis de l'electromagnetisme: si un electró ‚es �   mou  en una trajectòria circular ha d'emetre  energia(radiació) �per  la  qual  cosa el seu  contingut  energètic  disminuirà i �   l'atracció  positiva  del nucli faria reduir l'orbita  circular �   fins topar amb ell.   2n  A  l'anar  tancant-se l'òrbita la radiació  que  emetria �   seria  de  tots  valors  i  l'espectre  'optic  obtingut  seria �   continu.  en  canvi,  no  ‚és així sinó que es  un  espectre  de �   ratlles característic de l'àtom. 1. 2. Model de Bohr.         1.2.1 Teoria dels quants de Planck(1900).            Planck  va dir que l'energia que emeten o  absorbeixen �   els  àtoms  o  molècules  que constitueixen la  matèria  no  és �   qualsevol  sinó  múltiples  d'una  quantitat  mínima  anomenada �   quántum, i que val:                               h.c Eminima = h.æ  = -----  ; h =6'6.10-34 J.s                              lambda En general Energia  = n. h.æ d'on n = 1,2,3,4...                       Activitat 5-7 P. 261(259-->llibre nou) Activitat 6-16 P. 261/2 (A casa)   1.2.2 Model atòmic de Bohr(1913)              L'aplicació  de  la  teoria dels quants  de  Planck  a �   l'estudi de l'àtom d'hidrogen va portar a Niels Bohr a  preparar �   un  model de l'àtom que resolgués els dos inconvenients de l'àtom �   de Rutherford, anunciant els segu�ents postulats: 1r.: L'electró no absorbeix energia en la seva òrbita circular �   entorn  del  nucli.  Aixó no impedeix que si l'electró  rep  un �   quant d'energia pugui saltar a una altra òrbita superior de més �   energia.  Arribant  a demostrar que l'energia de  les  'orbites �   era:          En = - K/n2  d'on K = 21'8. 10-19 J.   D'on n ‚és el nombre de l'òrbita anomenat nº quàntic principal.       2n:  No totes les `orbites són possibles solament aquelles que compleixen:                rn = n2 . ao  ; d'on      n = nº quàntic principal.               ao = radi 1º òrbita de Bohr = 0'53.10-8 cm = 0'53 A.                                  3er.:  L'energia  emesa  per l'electró al passar  d'una  òrbita �   superior  a  una altra inferior ‚és d'un quàntum d'energia i  si �   anava d'una òrbita inferior a una altra superior havia absorbit �   un qu'antum d'energia. é�s a dir:                             Ei - Ef  = h.æ    -K/ni2 -(-K/nf2) = h.æ                         æ =  K/h (1/nf2 - 1/ni2)                                                                                     æ =   R  (1/nf2 - 1/ni2)                    d'on R = Constant de Rydberg                Activitat 19 P. 262 1.3 Model quàntic.        Com  a  conseq�üència del caràcter dual  (corpuscle/ona)  que �   presenta   l'electró,   apareixen  teories  sobre  l'àtom   que �   s'integren en l'anomenada Mecànica Cuàntica. segons dos línies: �   Mecànica  de matrius de Heisenberg que al 1925 proposa un model �   atòmic de gran complexitat matemàtica i la Mecànica ondulatòria �   de  Schrödinger que al 1926  presenta un model més intu‹tiu  i �   de més fàcil aplicació als problemes químics.  1.3.1 Dualitat ona-corspuscle  1.3.2 Principi d'incertesa de Heisenberg(1927). Heisenberg   va  plantejar  la  seg�ent   q�estió:   ¨Com �   descriure  la posició d'una partícula?  ¨Quin ‚és el procediment �   per  determinar  on  ‚és  una  partícula?.   La  resposta  seria �   observar-la.   Si  la volem veure,  hauriem de projectar una llum  o  radiació �   apropiada,  però, un electr¢ é‚s tant petit que solament un fotó �   de  llum  seria  suficient per canviar-lo de posició  només  el �   toqués  i  en  aquest  precís  instant  la  mesura  de  posició �   canviaria.   Heisenberg  demostrà que no serà possible idear un  mètode  per �   localitzar  la posició d'una part¡cula subatòmica i alhora  la �  seva velocitat.  això ‚és coneix com el principi d'incertesa de �  Heisenberg.     1.3.3. Orbital           El  principi  de  Heisenberg té‚  com  a  conseq�üència  la �   impossibilitat   de   que  l'electró  estigui  en  una   òrbita �   perfectament definida sinó que ‚és probable que es trobi en  una �   regió determinada, anomenada orbital.   L'orbital limita la regió de l'espai en la qual ‚és probable que �   es trobi l'electr¢.(Veure  P. 251)(Llibre nou P. 249)    1.3.4 Els nombres quàntics       La  mecànica  ondulatòria  de Schrödinger  amb  les  seves �   equacions d'ones arriba a la seg�ent conclusió:    a)  Per  determinar  un  orbital  es  necessiten  tres  nombres �       qùàntics: (n,l,m).   1er. nombre quàntic: n- nombre quàntic principal, que determina �   la grandària de l'orbital i el nivell, pot ser: n = 1,2,3....   també‚ dóna idea de l'energia de l'orbital.   2n.  nombre quàntic:  l- nombre quàntic azimutal, dóna idea de �   la  forma de l'orbital.  Pren els valors des de 0 a n-1,  també‚ �   determina el subnivell.    Quan l = 0 es posa lletra s.   Quan l = 1 es posa lletra p.   Quan l = 2 es posa lletra d.  3r.  nombre quàntic:  m- nombre quàntic magnètic, dóna idea de �   les diferents orientacions de l'orbital a l'espai.  Pren valors �   des de +l a -l.  b)  Per  determinar un electró d'un àtom ‚és  necessiten  quatre �       nombres quàntics (n,l,m,ms).     4rt. nombre quàntic: ms- nombre quàntic d'spin, fa referència a �   com  giren dos electrons,  si giren en el mateix  sentit:  spin �   paral.lel i sentit contrari: spin antiparal.lel, d'on: ms = 1/2 i ms = - 1/2.     c)  Segons Pauli en un orbital no hi poden haver dos  electrons �       amb els quatre nombres quàntics iguals. Exemple 1-2 P. 254 (llibre nou P.252) Activitats P. 254(A casa) Activitat 20 P. 262(Voluntari)  http://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=VfBcfYR1VQo 1.3.5 Distribuci¢ electrònica          Regles:   1a: Els  electrons  es  disposen en orbitals de  menys  a  més �        energia.   2ona: Es compleix el principi d'exclusió de Pauli.   3a.: Regla de Hund: Els electrons quan es disposen en un mateix �        orbital ocupen el màxim l'orbital i després els completen. Exemple 4-5-6-7 P.257/8/9  (A casa) 8-9-10-11 P.261 Activitat 14-17-18-21-22-23-24-25-27-29 P.262(voluntaris) - d'ions: Mirar exemples llibre P. 260 Activitat 12 P. 261 (A casa) Activitats P. 260 Activitats; 13-15-26-28 P. 262/3 (voluntaris) 2. La taula periòdica   Mirar Evernote 1. Introducci¢ històrica.  Mirar Evernote 2. Classificació dels elements segons Mendelejev. Mirar Evernote 3. Descripció del sistema periòdic.  Mirar Evernote Exemple 2-3 P. 276/7 (A Casa)  Activitats P.279 (Voluntaris) Activitats finals P. 280PRÀCTICA - OBTENCIÓ D'HALÒGENS  P.283 3.  Tipus d'enllaç químicMirar Evernote3.1 Enllaç Iònic3.1.1 Propietats enllaç iònicMirar Evernote3.2 Enllaç covalent- Teoria de Lewis La teoria de Lewis s’aplica als elements representatius. Segons Lewis, l’enllaç covalent consisteix en la compartició d’electrons per així assolir la configuració electrònica estable de gas noble amb vuit electrons a la capa de valència (excepte l’hidrogen que adquireix la de l’heli amb dos electrons), això es coneix com la regla de l’octet. Cada àtom cedeix parcialment un electró i n’accepta parcialment un altre. Una vegada format l’enllaç, els electrons són atrets pels nuclis i és indistigible la seva procedència. Es poden formar enllaços simples, dobles i triples. L’enllaç covalent datiu o coordinat, consisteix en la compartició del parell d’electrons per dos àtoms, però aportat només per un àtom i se sol representar mitjançant una fletxa que va de l’àtom que aporta els dos electrons fins al segon àtom. Es dóna especialment en ions poliatòmics. 

Nueva Página