Objectiu 11 de química

Aquest objectiu és el següent:

Utilitzar l’energia lliure de Gibbs per a predir l’espontaneïtat d’una reacció química i justificar-la en funció dels factors entálpics, entròpics i la temperatura.

Això implica.

- Conéixer l'energia lliure de Gibbs.
- Predir l'espontaneïtat d'una reacció química i justificar-la en funció dels factors entálpics, entròpics i la temperatura.

Llei de Hess

Diu el següent:

Si una sèrie de reactius reaccionen per a donar una sèrie de productes, la calor de reacció alliberat o absorbida és independent de si la reacció es duu a terme en una, dues o més etapes.

Això implica que si matemàticament l'equació química que representa una reacció es pot posar com la suma o resta d'altres equacions químiques (encara que estiguen multiplicades per un número) aleshores la variació de l'entalpia de la reacció es pot calcular com la suma o resta de les entalpies de cada cada reacció de la mateixa manera en que combinant les equacions químiques s'obté la primera.

Com a conseqüència d'aquesta llei si d'una reacció química es té l'entalpia de formació de cada compost que apareix en una reacció, la variació d'entalpia d'una reacció es pot calcula a partir de la següent expressió:

que diu que la variació d'entalpia de la reacció es calcula sumant el producte del nombre de mol de cada producte per la seua entalpia de la reacció i restant a la suma del nombre de mol de cada reactiu del nombre de mol de cada producte per la seua entalpia de la reacció.

Objectiu 10 de química

Aquest objectiu implica el següent:

Predir la variació d’entropia en una reacció química en funció de la molecularitat i estat dels compostos que intervenen per a distingir els processos reversibles i irreversibles i associar-la amb l’espontaneïtat del procés.

Això implica que:

- Conéixer el concepte d'entropia.
- Fer prediccions de les variacions d'entropia en una reacció química.
- Entendre quin paper juga l'entropia per distingir entre processos reversibles i no reversibles i associar-lo amb l'espontaneïtat del procés.

Entalpia i condicions estàndard

Entalpia.

Moltes reaccions es donen en recipients oberts a l'exterior i això fa que aquestes es reaccions químiques siguen processos a pressió constant (també anomenats isobàrics).

L'entalpia és la magnitud que ens dóna l'energia en forma de calor que un sistema intercanvia amb el seu entorn quan la pressió és contant. Es representa amb la lletra H i la seua unitat en el sistema internacional d'unitats és el Joule (J).

Condicions estàndard.

L'entalpia d'una determinada substància és una funció que varia amb la pressió i la temperatura. Per unificar es considera que s'agafen les condicions estàndard per poder fer càlculs. En aquestes condicions la pressió és de 1 atm i la temperatura de 25 ºC (298,15 K).

Per denotar que s'està mesurant l'entalpia en les condicions estàndard s'utilitza H⁰ en lloc de H.

És important destacar que l'entalpia estàndard de formació d'un element pur és zero. Així per exemple l'entalpia estàndard de formació del H₂ o del O₂ és zero.

Entalpia de formació.

L'entalpia estàndard de formació és la variació d'entalpia quan es forma un mol de compost a partir dels seus elements en estat normal, açò és, en la seua forma més estable a la qual aquests element es troben en condicions estàndard.

Objectiu 9 química

Aquest objectiu és el següent:

Utilitzar la llei de Hess per a calcular la variació d’entalpia d’una reacció a partir de les equacions termoquímiques i analitzar els resultats per a distingir entre reaccions endotèrmiques i exotèrmiques.

Això suposa.

- Tindre clar el concepte d'entalpia.
- Saber i entendre la Llei de Hess.
- Distingir les reaccions endotèrmiques de les exotèrmiques.
- Utilitzar la Llei de Hess per calcular la variació d'entalpia d'una reacció química.

Objectiu 8 de química

Per assolir aquest objectiu has de:

Utilitzar el primer principi de la termodinàmica per a relacionar la variació de l’energia interna en un procés termodinàmic amb la calor absorbida o despresa i el treball realitzat en el procés, utilitzant la unitat de calor en el SI i el seu equivalent mecànic.

Això significa que:

- Hi ha que entendre la primera llei de la termodinàmica. Entendre la seua expressió matemàtica i saber-la explicar en paraules. Per això hi ha que entendre bé que és la calor, el treball mecànic i l'energia interna.

- Fer exercicis matemàtics de la primera llei de la termodinàmica per entendre el criteri de signes que proposa la IUPAC.

- Conéixer les unitats de treball, calor i energia interna en el sistema internacional d'unitat.

Exercicis d'estequiometria amb rendiments

El primer vídeo explica com procedir quan en un exercici d'estequiometria apareixen rendiments:

Ací hi ha dos exemples d'exercicis de química amb rendiments:

Exercicis d'estequiometria amb reactiu limitant

Ací hi ha 3 vídeos amb exercicis resolts d'estequiometria amb reactiu limitant:

Exercicis d'estequiometria

En els següents vídeos hi ha quatre exercicis d'estequiometria explicats pas a pas.

Objectiu 6 de química

L'objectiu 6 de química és el següent:

Utilitzar la normativa IUPAC per a formular i anomenar les substàncies que intervenen en una reacció química donada.

Per tant has de saber fer dos coses:

- Formular les substàncies que intervenen en una reacció química donada.
- Anomenar les substàncies que intervenen en una reacció química donada.

Ajust d'equacions químiques

Ací tens un parell de vídeos on s'explica amb exemples com ajustar una equació química:

Objectiu 7 de química

L'objectiu 7 de química és el següent:

Escriure i ajustar equacions químiques senzilles de distint tipus per a interpretar-les quantitativament i realitzar càlculs estequiomètrics amb elles, aplicant la llei de conservació de la massa a reaccions en què intervinguen compostos en qualsevol estat, en dissolució, en presència d’un reactiu limitant o un reactiu impur i considerant el rendiment de la reacció.

Aquest objectiu implica:

- Saber ajustar equacions químiques senzilles de distint tipus.
- Fer càlculs estequiomètrics a partir de reaccions en que intervinguen compostos en qualsevol estat.
- Fer exercicis d'estequiometria en que apareguen compostos que estan dissolts.
- Fer exercicis d'estequiometria on es calcule el reactiu limitant.
- fer exercicis d'estequiometria on es considere el rendiment d'una reacció.

Càlcul de la massa atòmica d'un element

El vídeo següent explica com es calcula la massa atòmica d'un element químic a partir de la massa dels seus isòtops i de l'abundància natural de cada isòtop en la natura, que es pot determinar amb un espectròmetre de masses.

Isòtops

El vídeo següent explica que són els isòtops.

Model atòmic de Bohr

Per poder parlar d'espectroscopia és interessant conéixer el model de Bohr. En l'objectiu 1 es va parlar del model atòmic de Dalton. Després d'aquest model ve el model atòmic de Thomson i després el de Rutherford, que pots veure explicats en els dos vídeos següents:

Finalment el model de Bohr on s'introdueixen les primeres idees quàntiques.

Alguns exemples d'espectroscòpia

L'espectroscòpia és l'estudi de la interacció entre la radiació electromagnètica i la matèria. Té aplicacions en molts camps.

Quan la llum blanca travessa un prisma es descompon en diferents colors i dóna lloc al conegut espectre continu, que es pot veure en molts llocs en la natura, com per exemple en l'entrada de l'institut.

Cada element té el seu espectre característic i això permet identificar-lo. És com la seua empremta. Quan la llum incideix sobre els electrons sempre que la freqüència de la llum siga igual a la diferència de l'energia entre dos nivells energètics de l'àtom s'emet un fotó i l'electró passa a un nivell d'energia superior. Com l'electró està en un nivell excitat al cap del temps torna cap a un nivell inferior i s'emet radiació electromagnètica, que si està dins del visible serà una llum d'un determinat color. Cada element químic té el seu espectre i aquest és el de ferro.

Un exemple simple per veure que cada element emet llum de colors diferents és el següent:

L'experiment de flama de colors permet detectar diferents metalls i aquest és una primera aplicació de l'espectroscòpia. Ens permet detectar elements i compostos. Això té grans aplicacions en l'astronomia. Gràcies a l'espectroscòpia podem saber la composició d'estreles molt llunyanes i inclús que l'univers està en expansió.

També s'utilitza en molts altres camps, com en medicina, on permet per exemple, detectar tumors.

Per tant, l'estudi de la interacció entre la radiació electromagnètica i la matèria és molt important.

Objectiu 5 de química

L'objectiu 5 de química és el següent:

Utilitzar dades espectromètriques per a calcular la massa atòmica d’un element, avaluant les aplicacions de l’espectroscòpia en la identificació d’elements i compostos.

- Saber que és l'espectroscopia i les aplicacions que té.

- Saber fer exercicis del càlcul de la massa d'un element a partir de les masses dels isòtops i de la seua abundància natural.

Fets del nostre entorn que es poden explicar amb les propietats col·ligatives

Hi ha diferents fets que es poden explicar molt fàcilment amb les propietats col·ligatives de les dissolucions. Ací hi ha alguns. A veure si el lector s'anima a explicar aquestos fets a partir de les propietats col·ligatives.

1. Quan va a nevar es llança sal a les carreteres.
2. La carn es pot conservar en sal sense estar afectada per bacteris.
3. L'absorció d'aigua i de sals minerals en les plantes.

L'explicació a aquestos fets és el següent:

1. La sal baixa el punt de fusió de l'aigua perquè el punt de fusió d'una dissolució sempre és menor que el del dissolvent pur. Açò és degut al descens crioscòpic.

2. El que fa la sal de fora de la carn es atraure a l'aigua dels bacteris. Dins dels bacteris també hi ha aigua i sal i fora també, aleshores l'aigua passa a la sal de fora per intentar igualar la concentració als dos costats, cosa que fa que els bacteris es queden sense aigua i per tant moren. Aquest fet està relacionat en la osmosis.

3. És un altre fet relacionat amb la osmosis. Per mirar una explicació detallada d'aquest fet visita l'enllaç.

Osmosis

La osmosis és un fenomen físic relacionat amb el pas de dissolvent o de molècules o ions d'una determinada mida a través d'una membrana semipermeable. Per simplificat suposa que només hi haurà una circulació del dissolvent de manera que s'intente igualar la concentració de les dos dissolucions.

Però, què és una membrana semipermeable? És aquella que deixa passar les partícules de dissolvent o les partícules d'una mida determinada, ja siguen molècules o ions, però no deixa passar totes les partícules. Exemples de membranes semipermeables són els teixits animals i els vegetals.

Una manera molt simple de començar a entendre que és la osmosis és fer en casa aquest experiment amb aigua, sal i carlotes.

Imagina que tenim una pressió més concentrada i una més diluïda, de manera que va passant dissolvent de la diluïda a la concentrada.

La pressió osmòtica és la pressió que se li ha d'aplicar a una dissolució per aturar el flux a través de la seua membrana semipermeable.

Van't Hoff, l'any 1885 va deduir l'expressió per determinar la pressió osmòtica d'una dissolució diluïda, que segueix aquesta expressió:

on


és la pressió osmòtica.

V és el volum de la dissolució.

Per la seua part n és el nombre de mol de solut.

R és la constant dels gasos ideals (encara que ací no es tinga un gas).

T és la temperatura.

Com al dividir el nombre de mol de solut i el volum s'obté la molaritat del solut aquesta equació també es sol posar així:

on M és la molaritat del solut.

Ascens ebulloscòpic

Un líquid bull quan la seua pressió de vapor és igual a la pressió exterior. Si es té un líquid en un recipient obert la pressió exterior és la pressió atmosfèrica.

Un líquid pot bullir a moltes temperatures. En el cas de l'aigua pura, la seua pressió de vapor és de 1 atm, però això a la pressió atmosfèrica de 1 atm l'aigua bull a 100ºC, però no és l'única temperatura a la que pot bullir.

Si en lloc de tindre un dissolvent pur es té una dissolució la pressió de vapor disminueix perquè les partícules de solut fan més complicat que el líquid es convertisca en vapor. Això fa més difícil que la pressió de vapor s'iguale amb la pressió atmosfèrica i es necessita una major temperatura per a que açò passe. Aquesta és la raó de que la temperatura d'ebullició d'una dissolució siga major que la del dissolvent pur.

Raoult, de manera experimental, va arribar a l'expressió que dóna l'augment ebullioscòpic de les dissolucions:

Per la seua part:

on T_b és la temperatura d'ebullició del dissolvent pur i T_bd és la temperatura d'ebullició de la dissolució.

k_fb És la constant ebullioscòpica, que depén del dissolvent.

Per la seua part, m és la molalitat del solut.

Descens crioscòpic

Es una altra de les propietats col·ligatives. És el descens del punt de fusió que experimenta una dissolució respecte al punt de fusió del dissolvent pur.

Per entendre açò pensa que un sòlid és des del punt de vista atòmic una estructura molt més ordenada que un líquid, ja que les partícules en un sòlid tenen només un xicotet moviment de vibració al voltant de la posició d'equilibri. Resulta molt més difícil ordenar a una dissolució, perquè hi ha partícules del solut que impedeixen aquesta ordenació que a un líquid en estat pur. Has de tindre clar que en el pas d'un líquid a un sòlid per ordenar s'entén que totes les partícules ocupen posicions fixes i tinguen un xicotet moviment de vibració al voltant de la posició d'equilibri. En els líquids el moviment de les partícules és molt major.

Si no entens aquesta explicació pensa que en 5 minuts comença un examen i t'han encomanat ordenar totes les cadires i taules d'una classe de manera que totes estiguen en la posició típica d'examen. Quant et costarà més ordenar-les: si només hi ha cadires i taules o si damunt han posat armaris pel mig?

Raoult, de manera experimental va deduir la llei que dóna el descens crioscòpic d'una dissolució, de manera que:

Per la seua part:

on T_f és la temperatura de fusió del dissolvent pur i T_fd és la temperatura de fusió de la dissolució.

k_f És la constant crioscòpica, que depén del dissolvent.

Per la seua part, m és la molalitat del solut.

La Llei de Raoult

Imagina que s'afegeix un solut no volàtil en un líquid. Aleshores com les partícules líquid xoquen contra les de solut necessitaran més energia per passar a la fase gasosa. Segons explica la teoria cinètica per passar a estat gasós les partícules d'un líquid van xocant entre elles fins que arriben a la superfície lliure del liquid i algunes escapen a estat gas.

Com ara hi ha un solut el xoc de les partícules del líquid contra el solut fa més difícil que les partícules del líquid passen a estat gas. Encara així, s'estableix un equilibri dinàmic entre les partícules de líquid i les partícules del dissolvent que passen a estat gas, però en aquest cas hi ha menys partícules que passen a estat gas i la pressió de vapor disminueix.

El químic francés Raoult va deduir i enunciar la llei que determina el que varia la pressió de vapor d'una determinada substància quan hi ha dissolt un solut. Aquesta llei diu que:

on



La fórmula diu que la variació de la pressió (la diferència entre la pressió de vapor del dissolvent pur (P₀) i la pressió de vapor del dissolvent en la dissolució (P)) és igual a la pressió de vapor del dissolvent pur multiplicada per la fracció molar del solut.

Propietats col·ligatives i pressió de vapor

Propietats col·ligatives.

Són les propietats que depenen únicament de la concentració del solut dissolt i no de la naturalesa del solut.

Definicions prèvies.

Al llarg de totes les entrades de propietats col·ligatives és interessant conéixer:

Solut volàtil: és aquell que encara que estiga dissolt s'evapora.

Solut no volàtil: és aquell que no s'evapora encara que estiga dissolt.

Pressió de vapor.

Si es posa un líquid en un recipient obert al final s'evapora totalment. S'evapora més ràpidament quan major siga la temperatura, quan la superfície de contacte del líquid amb l'aire siga major i les corrents d'aire prop del líquid també afavoreixen l'evaporació perquè arrosseguen les partícules de vapor evaporades impedint que aquestes xoquen contra el líquid i tornen a fase líquida.

Si es posa líquid en un recipient tancat poc a poc part d'aquest es transforma en vapor. Al principi només hi ha transformació de líquid en vapor, però arriba un moment en que el vapor es transforma en líquid degut al xoc de les partícules de vapor contra la superfície lliure del líquid i s'acaba establint un equilibri de manera que hi ha la mateixa quantitat de líquid transformant-se en vapor que de vapor transformant-se en líquid. En aquest moment s'arriba a l'equilibri dinàmic.

S'anomena pressió de vapor és la pressió exerceixen les partícules de gas sobre el líquid quan s'estableix l'equilibri dinàmic.

La pressió de vapor depèn de la natura del líquid i de la temperatura.

Objectiu 4 de química

L'objectiu 4 de química és el següent:

Examinar la variació de les propietats col·ligatives per a relacionar-lo amb algun procés d’interés en el nostre entorn, utilitzant el concepte de pressió osmòtica per a descriure el pas d’ions a través d’una membrana semipermeable.

Hi ha que conéixer.

- Les propietats col·ligatives.
- Algun exemple del nostre entorn que estiga relacionat amb les propietats col·ligatives.
- La pressió osmòtica.
- El pas d'ions a través d'una membrana semipermeable.
- Resoldre xicotets exercicis matemàtics relacionats amb les propietats col·ligatives.

Exercicis de dissolucions 4

En aquesta entrada tens 2 exercicis de dissolucions més resolts en vídeo. Per què no mires quin és l'enunciat, els intentes fer i després comproves si els has fet bé o no?

Exercicis de dissolucions 3

En aquesta entrada tens 3 exercicis de dissolucions més resolts en vídeo. Per què no mires quin és l'enunciat, els intentes fer i després comproves si els has fet bé o no?

La clau d'un exercici ben fet

La clau d'un exercici ben fet està en entendre l'enunciat i en fer un bon esquema. un dels exercicis proposats per a la classe del 23-10-15 era el següent:

Es desitgen preparar 50 ml de dissolució d'àcid sulfúric que siga 1,5 M. Per a això es disposa d'una dissolució del 26 % i densitat 1,19 g/ml. Quin volum d'esta dissolució cal prendre?

La clau de l'exercici és entendre que hi ha dos dissolucions, una final que és la que es vol preparar i una inicial, que és a partir de la qual es prepara. Per tant, hi ha que separar des del principi les dades de les dos dissolucions. 

Es desitgen preparar 50 ml de dissolució d'àcid sulfúric que siga 1,5 M. Per a això es disposa d'una dissolució del 26 % i densitat 1,19 g/ml. Quin volum d'esta dissolució cal prendre?

En blau està la part de l'enunciat que parla de la dissolució incial i en roig la part que parla de la dissolució final. Això s'hauria de veure reflexat quan es fa un esquema de les dades de l'enunciat.

Això no queda clar en els següents intents on pareix que només hi ha una dissolució.

Però si queda clar en el següent esquema i això facilita molt resoldre bé l'exercici

Un bon esquema significa que s'entén l'enunciat i això facilita molt fer bé els exercicis.

Per entendre millor els enunciats dels exercicis com el 90 és interessant veure aquest vídeo:

Exercicis de dissolucions 2

En aquesta entrada tens 3 exercicis de dissolucions més resolts en vídeo. Per què no els fas i després comproves si els has fet bé?

Formulació inorgànica

Ací hi ha una llista de reproducció de 12 vídeos per aprendre formulació inorgànica:

Passa l'exercici de dissolucions

L'objectiu de la classe és que tot el món sàpiga resoldre al final de les dos sessions que durarà l'activitat els exercicis 90, 91 i 92 del full d'exercicis. Per això hi haurà que treballar en parelles en primer lloc i en equip després. El professor indicarà quines parelles són l'equip A, l'equip B i l'equip C.

Equip A: ha de fer el els exercicis 90 i 91. Ha de corregir l'exercici 92.

Equip B: ha de fer el els exercicis 90 i 92. Ha de corregir l'exercici 91.

Equip C: ha de fer el els exercicis 91 i 92. Ha de corregir l'exercici 90.

El primer que han de fer els equips és fer l'exercici que han de corregir i no tindre cap dubte en aquest exercici. Per això si una parella té un dubte en com es fa l'exercici que ha de corregir li ho ha de preguntar a altres companys que tinguen el mateix exercici. Així, tots els equips A s'han d'ajudar. Només se li pot preguntar al professor quan totes les parelles que fan un exercici no saben tirar endavant.

Una vegada està solucionat el problema que hi ha que resoldre hi ha que fer els altres 2 que se li entregaran a una parella assignada pel professor per a la correcció. Per aquest efecte s'ha d'entregar l'exercici en un full explicat pas per pas. Per a que la parella que corregisca puga fer comentaris.

Quan es corregeix és molt important escriure comentaris que ajuden als altres companys a entendre on s'han equivocat.

És important entendre que el professor és l'últim recurs i només hi ha que preguntar-li quan s'han esgotat tot els altres recursos.

Exercicis de dissolucions 1

En aquesta entrada tens 3 exercicis de dissolucions resolts en vídeo. Per què no mires quin és l'enunciat, els intentes fer i després comproves si els has fet bé o no?

Preparació d'una dissolució més diluïda a partir d'una més concentrada

Per preparar una dissolució més diluïda a partir d'una més concentrada en el laboratori hi ha que fer càlculs. Molts dels exercicis de dissolucions van sobre açò. Són els càlculs que hi ha que fer per preparar una dissolució. En aquesta entrada pots veure tres vídeos. El primer analitza l'enunciat d'un exercici on has de preparar una dissolució. El segon vídeo fa l'exercici i en el tercer vídeo es pot veure com es prepara la dissolució al laboratori.

Preparació d'una dissolució en el laboratori

Per preparar una dissolució en el laboratori hi ha que fer càlculs. Molts dels exercicis de dissolucions van sobre açò. Són els càlculs que hi ha que fer per preparar una dissolució. En aquesta entrada pots veure tres vídeos. El primer analitza l'enunciat d'un exercici on has de preparar una dissolució. El segon vídeo fa l'exercici i en el tercer vídeo es pot veure com es prepara la dissolució al laboratori.

Llegint l'etiqueta d'una ampolla en el laboratori

Per fer càlculs químics és bàsic saber llegir el que diu una ampolla d'un producte químic en el laboratori. Ací tens un vídeo que analitza la informació que ens dóna un determinat producte químic.

Càlculs bàsics amb dissolucions

Segur que en l'ESO has fet molts exercicis de dissolucions. Ací tens una llista de reproducció amb 8 exercicis que ja hauries de saber fer en aquestos moments.

Orxata o suc de taronja?

T'animes a contestar la qüestió que planteja el vídeo?

Per veure si has contestat bé o no mira en l'enllaç la solució.

Maneres més habituals de donar la concentració d'una dissolució.

Segur que ja has vist dissolucions en cursos anteriors, però per recordar la terminologia bàsica de les dissolucions ací tens el vídeo següent:

La concentració d'una dissolució ens dóna la quantitat de solut que es troba dissolt en una determinada quantitat de dissolució.

En els productes que s'utilitzen en casa la manera més habitual de donar la concentració és el % en massa, el g/l o el % en volum.

En el laboratori s'utilitza més la molaritat, açò és, els mol de solut dividit entre els litres de la dissolució.

També és important la molalitat, m, que és calcula dividint els mol de solut entre els kg del dissolvent.

Objectiu 3 de química

L'objectiu 3 de química és el següent:

Elaborar els càlculs necessaris per a expressar la concentració d’una dissolució en g/l, mol/l, % en pes i % en volum i descriure el procediment de preparació en el laboratori, tant per al cas de soluts en estat sòlid com a partir d’una altra de concentració coneguda.

Què implica aquest objectiu?

• Has de saber expressar la concentració d'una dissolució en g/l, mol/l, % en massa, % en volum.
• Has de tindre clar com es prepara una dissolució en el laboratori.
• Has de saber fer tots els càlculs per a preparar una dissolució en el laboratori.
• Has de saber fer exercicis numèrics sobre dissolucions.

Fórmula molecular d'un compost

Aquesta fórmula ens indica els àtoms dels elements que apareixen en una determinada molècula i el nombre d'àtoms de l'element que apareixen en la molècula. Per exemple: la fórmula molecular de l'aigua oxigenada és H₂O₂ i això vol dir que en una molècula d'aigua oxigenada hi ha dos àtoms d'hidrogen i dos àtoms d'oxigen.

En el vídeo següent pots veure com es calcula la fórmula molecular d'un compost:

Formula empírica d'un compost

La fórmula empírica d'un compost és aquella que ens dóna la proporció més simple en que apareixen els àtoms de cada element químic en un compost. Per exemple: és ben conegut la fórmula de l'aigua oxigenada és H₂O₂. D'aquest compost la fórmula empírica és HO. Respecte al benzé (C₆H₆) la seua fórmula empírica és CH.

Ací tens un vídeo on pots veure com es calcula la fórmula empírica d'un compost.

Dubtes sobre els elements diatòmics

L'oxigen, igual que els elements gasosos excepte els gasos nobles, és diatòmic. Ara, açò fa referència a quan l'oxigen apareix com element sense combinar amb altres elements per formar compostos, no quan forma part d'un compost. Fixa't en els següents dos enunciats d'exercicis:.

1. Un recipient de 20 ml conté oxigen a 20º C i 0,80 atm. En un altre recipient de 50 ml hi ha argó a 20º C i 0,40 atm.

1. Calcula el nombre de mols dels gasos continguts en cada recipient.
   
2. Si es connecten els dos recipients obrint la clau que els uneix, sense modificar la temperatura, calcula la fracció molar de cada gas, el nombre de grams totals i la pressió total de la mescla. Masses atòmiques: Ar(O) = 16; Ar (Ar) = 40. R = 0,082 atm·l/mol·K.
   

2. En escalfar 4,1052 g de Cr en atmosfera d’oxigen en formen 6 g d’un òxid de crom. Calcula la fórmula empírica del compost.

En el primer exercici l'oxigen apareix com un element i és diatòmic (O2). En el segon exercici l'oxigen apareix com a un dels elements que forma un compost que serà del tipus CrxOy i no té cap sentit considerar-lo diatòmic quan es fan càlculs perquè no apareix com element en la natura.

Exercicis sobre mescla de gasos

Ací tens cinc exercicis fets sobre mescla. Abans de mirar com es fa l'exercici intenta resoldre-ho sense ajuda. Si simplement mires els vídeos sense fer els exercicis pots pensar que ho domines, però si no ho practiques no ho sabràs.

Mescla de gasos

Quan en un determinat volum hi ha més d'un gas tenim una mescla de gasos. Si els gasos són ideals l'equació dels gasos ideals es pot aplicar a cada gas o al conjunt de la mescla de gasos. La pressió total de la mescla de gasos és igual a la suma de la pressió parcial que cada gas exerceix contra les parets del recipient. Açò és fàcil d'entendre si es pensa en termes de la teoria cinètica, ja que la pressió és una mesura del xoc de les partícules que formen el gas contra les parets del recipient. Tot el referent a la mescla de gasos ho tens en el vídeo següent:

Sobre el mol i conceptes relacionats

En cursos anteriors a 1r de batxillerat s'insisteix molt en el concepte de mol. Si no ho tens clar pots veure aquesta llista de reproducció sobre el mol i conceptes relacionats.

Si recordes més o menys el concepte de mol i només vols saber com es fa un exercici per passar de mol a massa o a molècules igual només necessites veure aquest vídeo:

Exercicis sobre la llei dels gasos ideals

Ací tens quatre exercicis fets sobre la llei dels gasos ideals. Seria ideal que a partir de l'enunciat els intentares resoldre i després comproves si els has fet bé o no. Si simplement mires els vídeos sense fer els exercicis pots pensar que ho domines, però si no ho practiques no ho sabràs.

Transformació de la llei dels gasos ideals

La llei dels gasos ideals es pot modificar per introduir la massa molar i també la densitat. No has d'aprendre de memòria l'equació amb la massa molar o la densitat. És millor que aprengues a modificar-la com apareix aquest vídeo i no dependràs de la memòria.

Llei dels gasos ideals

Les molècules d'un gas es mouen lliurement en línia recta i es desvien quan xoquen entre elles o amb les parets del recipient. Quan aquestos xocs els podem considerar elàstics (sense pèrdua  d'energia) es pot aplicar l'equació dels gasos ideals, però has de tindre present que aquesta equació no es podrà aplicar sempre. Funciona molt bé a altes temperatures i pressions baixes. Aquest curs si podràs aplicar sempre aquesta equació que ens indica com es relacionen la pressió que exerceix un gas sobre les parts del recipient, el volum del recipient i la temperatura. El vídeo següent explica més sobre aquesta equació.

Idees bàsiques sobre els gasos

En aquest punt igual és bon recordar un poc en un vídeo les idees bàsiques que has de saber sobre els gasos.

Lleis dels gasos

Hi ha tres magnituds fonamentals que hi ha que estudiar en els gasos: la pressió que exerceixen sobre les parets del recipient que els conté, la seua temperatura i el volum que ocupen. Fixant cadascuna d'aquestes magnituds i fent experiments per veure com varien les altres dos entre elles apareixen tres lleis.

Llei de Boyle-Mariotte.

Ens indica com varien la pressió i el volum quan es fixa la temperatura.

Llei de Charles i Gay-Lussac.

Ens indica com varien el volum i la temperatura quan la pressió és constant.

Llei de Gay-Lussac.

Ens indica com varien la pressió i la temperatura quan el volum és constant.

Objectiu 2 de química

L'objectiu és el següent:

Aplicar l’equació d’estat dels gasos ideals per a determinar les magnituds que definixen l’estat d’un gas, per a relacionar les pressions totals i parcials en una mescla amb les fraccions molars dels components i per a calcular les fórmules empíriques i moleculars de compostos a partir de la seua composició centesimal, raonant la utilitat i limitacions de la hipòtesi de gas ideal.

Què implica aquest objectiu?-

• Has de conéixer les lleis dels gasos: la llei de Gay-Lussac, la llei de Boyle-Mariotte i la llei de Charles i Gay-Lussac.
• Has de conéixer la llei dels gasos ideals i saber-la transformar per a que aparega la massa molar o la densitat.
• Has de conéixer les limitacions de la hipòtesi del gas ideal.
• Has d'entendre el que passa en una mescla de gasos, les equacions que són aplicables i com es relacionen les pressions parcials amb la fracció molar de cada component.
• Has de calcular les fórmules empíriques i moleculars de compostos a partir de la seua composició centesimal.

Hipòtesi d'Avogadro

Dalton no va saber explicar que les molècules dels elements que apareixen en la natura en estat gasós, excepte els gasos nobles són diatòmiques. Si ho va explicar el químic italià Amadeo Avogadro a partir dels seus treballs experimentals. Per conéixer la hipòtesi d'Avogadro mira el vídeo següent:

Exàmens de cursos anteriors

Segurament la millor manera de preparar un examen és fer exàmens dels cursos anteriors. En la carpeta enllaçada teniu molts dels exàmens proposats als alumnes de 1r de batxillerat en cursos anterior. Els del curs 2014-15 estan solucionats, els altres no, però molts exercicis són dels fulls que es van fent en classe o molt pareguts.
Els exàmens del curs 2015-16 també estaran penjats en la mateixa carpeta.

Teoria atòmica de Dalton

Amb la teoria atòmica de Dalton la idea d'àtom juga un paper central en la ciència. Encara que et parega que la idea d'àtom sempre va ser acceptada per tots no sempre va ser així i és des de l'establiment de la química com a ciència quan ho és.

La teoria atòmica de Dalton va ser substituïda per altres models que explicaven millor com és l'àtom, però és molt important perquè explicava les lleis ponderals. Es basa en aquestes i les explica. En el vídeo següent pots veure tots els detalls que has de conéixer sobre aquesta Llei.

La Llei de les proporcions múltiples

Introducció.

Aquesta llei la va predir Dalton en la seua teoria atòmica i la va enunciar ell mateix en 1804. És una de les lleis ponderals, açò és, que fa referència a les masses dels elements i que van ser fonamentals  en el desenvolupament de la química.

Enunciat.

Les diferents masses d’un mateix element, que es combinen amb una mateixa massa d’un altre element per formar diferents compostos, es troben entre si en una proporció de nombres enters senzills.

Explicació.

L’oxigen i l’hidrogen formen dos compostos: aigua i aigua oxigenada. En l’aigua amb 1 g d’hidrogen es combinen 8 g d’oxigen. En l’aigua oxigenada amb 1 g d’hidrogen es combinen 16 g d’oxigen. Com tenim 1 g d’hidrogen en els dos casos poden veure que la relació entre les masses de O és 8/16=1/2, o siga, que és una relació de nombres enters senzills. Això no ens pot parèixer massa important ara, però quan es va formular aquesta llei no es coneixia quants àtoms de cada element hi havia en l’aigua i l’aigua oxigenada. Aquesta llei va ajudar, juntament amb altres, a establir les fórmules químiques. Ara ens pot semblar evident aquesta relació de ½ per a les masses d’oxigen si sabem que la fórmula química de l’aigua és H2O i la de l’aigua oxigenada és  H2O2.

Vídeos amb exercicis de lleis ponderals

En les últimes entrades d'aquest bloc has vist alguns vídeos on hi ha exercicis sobre lleis ponderals. Ací tens dos vídeos més amb exercicis sobre lleis ponderals.

Llei de les proporcions múltiples

La tercera Llei ponderal i última que vas a estudiar aquest curs, anomenada Llei de les proporcions múltiples, va ser enunciada després de la teoria atòmica de Dalton. Ací tens el que diu la llei.

Algunes vegades es tendeix a confondre el que diuen la llei de les proporcions definides i la llei de les proporcions múltiples. Per a que no les confongues mira el que diu aquest vídeo.

Alguns detalls sobre els exercicis de les lleis ponderals

En la classe del 15-9 hi havia que fer 3 exercicis treballant per parelles i no es podia preguntar al professor fins que 6 alumnes tenien el mateix dubte (les parelles es podien comunicar entre elles). He anat tirant fotos del que anaven fent els alumnes i ara les comente.

Sobre l'exercici 2 de les fitxes hi ha tres fotos. L'enunciat de l'exercici és:

Quan es crema el gas butà en presència d'oxigen, es produeix diòxid de carboni i aigua. Experimentalment podem comprovar que quan cremem 29 g de butà es desprenen 22 g de diòxid de carboni i 45 g d'aigua. Indica la quantitat d'oxigen que ha reaccionat i la llei en què bases la resposta.

En classe havia explicat la llei de les proporcions de la conservació de la massa i la de les proporcions definides. Abans de fer l'exercici hi ha que pensar un poc. Estava clar que hi havia que aplicar una de les dos lleis, però hi ha sempre que entendre bé l'enunciat que en aquest cas parla de que hi ha una reacció química i falta la massa d'un dels components. Per tant hi ha que aplicar la llei de la conservació de la massa. Si parlara de que tenim dos elements que formen un compost hi hauria que aplicar la llei de les proporcions definides.

En la primera foto una alumna prova amb l'expressió de la llei de les proporcions definides i clarament no arriba a res. És millor estar més temps analitzant l'enunciat i no començar a escriure ràpidament.

En la segona fota una altra alumna sap fer l'exercici, però no el sap expressar matemàticament perquè està pensant en la llei de les proporcions definides. És molt important saber expressar la física i la química. A més, un altre detall molt important és que en física i química no es pot donar el resultat sense unitats.

En aquesta tercera foto s'intenta fer l'exercici per estequiometria, però per què complicar-se la vida si es pot fer d'una manera més simple? Pensar abans de començar a fer un exercici és la millor manera de que siga més simple.

Ací està l'exercici ben fet. Hi ha que destacar la importància de fer un bon esquema del que diu l'enunciat.

Un altre dels exercicis que hi havia que fer era: 

S'oxiden 4,89 g de crom i s'obtenen 9,40 g d'un òxid A. En un altre experiment, s'oxiden 10,36 g de crom i s'obtenen 15,14 g d'un segon òxid B.Calcula la massa d'oxigen que reacciona en cada experiment. Indica la Llei en que et bases per calcular-la.

D'aquest exercici només he posat una foto i és per comentar que pot ser perillós utilitzar una notació pròpia perquè es pot acabar pensant que l'oxigen és monoatòmic, quan l'oxigen que apareix en l'atmosfera és diatòmic.

Com quedar-se amb tot és molt difícil recorda que hi ha que llegir l'enunciat abans de fer l'exercici tantes vegades com necessites per a que quede clar i després fer un esquema amb les dades de l'enunciat. Recorda donar els resultats amb les unitats corresponents.