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.96

Ex. 1 P.102

Ex. 10- P.115

Ex. 3-4-5-6-7- P.115-116

Ex. 8-11-12 P.115-116(A Casa)

- % en volum

Exemple 2 P.97

Ex: 3 P. 102

Ex. 9- P.115(A Casa)

- g/l

Ex. 10 P. 102

Ex.: 30% NaCl i d= 1,04 g/cc. g/l?

- Molaritat(M)

Exemple 3 P. 98

Exemple 6 P. 101

Ex. 21- P.117

Ex.4-7 P. 102 (A Casa)

A l'exercici 7 falta densitat dissolució =1 g/cm3

Ex. 30-44-45-46 P.118-119(A Casa)

Ex: 44-45-46, només a)

- Molalitat(m)

Exemple 4 P. 99

Ex. 5-8-9 P. 102

Ex. 18-27-28 P.116-117(A Casa)

- Fracció molar

Exemple 5 P. 100

Ex. 17-23-25-26 P.116-117(A Casa)

- ppm(parts per milió)

- Exemple 7 P. 102

Ex. 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. 107

Ex. 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 crioscòpica

Exemple 10 P.109 , en el llibre nou és Exemple 9 P.109

Ex. 35 P.118

Ex. 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 ebulloscòpica

Exemple 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.111

Ex. 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. 280

PRÀCTICA - OBTENCIÓ D'HALÒGENS P.283

3. Tipus d'enllaç químic

Mirar Evernote

3.1 Enllaç Iònic

3.1.1 Propietats enllaç iònic

Mirar Evernote

3.2 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.

	Creado por jbalsell hace casi 11 años

1Química(3/4) Apunte sobre Unitat 3, 4, creado por jbalsell el 19/08/2013.