|
|
|||||||||||
|
|
Glossari química |
||||||||||
Autoria : Belen Garcia. Estudiant de 2on Batxillerat IES Icària
|
|||||||||||
|
|
|||||||||||
Un canvi és la transformació d'un sistema al llarg del temps. Tipus:
Les matèries que es transformen les anomenem reactius i les que obtenim, productes. El procés o canvi és la reacció química. Canvi químic = reordenació d'àtoms = reestructuració d'enllaços Lleis de la química Llei de conservació de la massa o llei de Lavoisier (1785): Va establir la llei de la conservació de la massa: En qualsevol canvi químic la massa es conserva Llei de les proporcions definides o llei de Proust (1801): Estudia l'anàlisi química, va enunciar la llei següent: Quan dos elements es combinen per donar un compost, ho fan en una relació de masses fixa. Generalització: Quan dues substàncies es combinen ho fan sempre en una proporció de masses fixa. Llei de les proporcions múltiples o llei de Dalton (1803): Si una o més substàncies químiques reaccionen amb una quantitat fixa d'una altra per donar substàncies diferents, ho fan amb una relació de nombres enters senzills. Llei de Gay- Lussac (1808) o llei dels volums de combinació: Els volums de substàncies gasoses que intervenen en una transformació química (mesurades en les mateixes condicions de pressió i temperatura) estan en una relació de nombres enters. Hipòtesi d'Avogadro i el nombre d'Avogadro: En les mateixes condicions de pressió i temperatura, volums iguals de qualsevol gas tenen el mateix nombre de molècules. Tipus de reaccions:
ESTEQUIOMETRIA DE LES REACCIONS QUÍMIQUES Equació química: Un canvi químic o reacció química s'expressa mitjançant una equació química Reactius - Productes. Els reactius es situen a l'esquerra i els productes de la reacció, a la dreta, separats per una fletxa. Si les substàncies de la reacció estan en dissolució aquosa, es simbolitza mitjançant el subíndex (aq). Si estan en estat líquid o en dissolució i com a conseqüència de la reacció es produeix un producte sòlid, es diu que precipita i es pot simbolitzar en l'equació química amb una fletxa cap avall. Si els reactius estan en estat sòlid, líquid o en dissolució i com a producte s'obté un gas, es pot simbolitzar amb una fletxa cap amunt. Si l'equació química s'escriu, total o parcialment, en forma iònica, s'ha d'indicar la càrrega de cada ió. Igualació de les equacions químiques: Una equació química està igualada quan en els reactius hi ha el mateix nombre d'àtoms de cada un dels elements que en els productes. Per igualar equacions químiques, és recomanables seguir els passos següents:
Davant de cada substància de la reacció es pot posar qualsevol nombre que creguem convenient d'acord amb la reacció. Els nombres han de ser els més petits possibles. Si no hi posem cap nombre davant de la substància, s'entén que hi ha l'1. Si ens referim al mon macroscòpic ( mols ), poden ser fraccionaris, si ens referim al món microscòpic ( molècules ), només poden ser nombres enters. Estequiometria. És l'estudi quantitatiu de les reaccions químiques. Mètode general:
Reactiu limitant: És la substància reaccionant que s'acaba primer, determina la fi de la reacció. El combustible és quasi sempre el reactiu limitant, ja que l'oxigen està en abundància a l'atmosfera. Puresa dels reactius: La majoria dels reactius comercials no són purs, no són del 100 % en el producte. Rendiment de la reacció: En una experimentació en un laboratori o
indústria
es realitzen uns càlculs teòrics respecte a la quantitat
de producte que s'espera en la reacció.
Fórmules empíriques i moleculars:
Composició centesimal d'un compost: És el nombre de grams de cada element o grup d'elements per cada 100 grams del compost. Fórmula empírica d'un compost: És imprescindible saber la proporció en mols de cadascun dels elements dins el compost. Fórmula molecular d'un compost: És igual que la empírica o un múltiple d'aquesta. Per conèixer la fórmula molecular ens cal saber:
El mètode per calcular-la te tres etapes:
Isomeria: Fenomen pel qual, malgrat que els compostos químics tinguin la mateixa fórmula molecular, són diferents entre ells i tenen propietats diferents. Tipus d'isomeria
Estudia els canvis de la matèria des d'un punt de vista energètic. Separa la reacció en estudi de tot allò que l' envolta. Apareix el concepte de sistema: Una certa quantitat de matèria aïllada de la resta de l'Univers amb la finalitat d'estudiar-la. Els canvis que s'esdevenen es un sistema s'anomena procés. Tipus de sistemes:
Variables termodinàmiques: Si volem estudiar qualsevol procés termodinàmic, on intervenen canvis de matèria i energia, necessitem unes magnituds que ens defineixin les condicions d'aquell procés en un instant donat. Tipus de variables:
Les variables d'estat permeten situar exactament l'estat termodinàmic del sistema. Les funcions d'estat són les variables que estudien les transformacions termodinàmiques (químiques o físiques). La variació d'una funció d'estat en un procés termodinàmic només depèn dels valors d' aquesta funció d'estat al inici i al final del procés, no del camí seguit. Les principals funcions d'estat termodinàmiques són: el volum, V; la pressió, P; la temperatura, T; l'energia interna, U; l'entalpia, H; l'entropia, S, i l'energia lliure de Gibbs, G. Calor i treball: En tot procés químic, en un sistema no aïllat, es produeix un intercanvi d'energia amb el medi exterior. Aquesta energia es pot presentar de diferents maneres: mecànica, calorífica, elèctrica..., totes relacionades entre elles. En l'estudi de les relacions entre l'energia i les reaccions químiques, interessen la calorífica i la mecànica. La diferència entre elles s'evidencia en les condicions de la transferència:
Calor: Depèn de la variació de temperatura i de la massa. Treball: És la força aplicada a un cos per realitzar un cert desplaçament. En termodinàmica aquest treball és de compressió o d'expansió, i el definim com l'energia transmesa a un sistema en aplicar-hi una força exterior. Energia interna. Primer principi de termodinàmica: En tota reacció química es compleix la llei de conservació de la massa. Junt amb aquesta llei s'acompleix el primer principi de termodinàmica, que és la llei de conservació de l'energia: l'energia d'un sistema es conserva. L'energia d'un sistema és la suma de totes les energies ( cinètica, potencial, vibratòria, etc. ), que posseeixen les molècules que el conformen, i l'anomenada energia interna, U. Aquesta energia es transfereix en forma de calor i treball. No és possible mesurar el valor absolut de l'energia interna. Només se'n pot mesurar la seva variació (joules ( J ) i quilojoules ( KJ )). Conveni de signes
D'acord amb el conveni IUPAC, trobem que:
Els processos que desprenen calor s'anomenen exotèrmics. Els processos que absorbeixen calor s'anomenen endotèrmics. Entalpia: En tota reacció a volum constant el canvi d'energia interna només és causat per la calor transferida en el procés. En tota reacció a pressió constant, la calor transferida en el procés coincideix amb la variació d'entalpia. Totes les reacciona gasoses on no hi ha variació de nombre de mols entre els productes i reactius, els valors de calor a pressió constant ( entalpia ) i a volum constant ( energia interna ) coincideixen. Entalpia de formació: La variació d'entalpia d'una reacció depèn de l'estat físic dels reactius i productes, així com de les condicions de pressió i temperatura a les quals es realitza la reacció. Per això, i amb la finalitat de poder comparar les variacions múltiples de diferents reaccions, s'han definit unes condicions de referència que anomenem condicions estàndards. L'entalpia normal o estàndard dels elements en la seva forma habitual més estable es defineix com a zero. El canvi d'entalpia que es produeix en la reacció de formació d'un mol de compost partint dels elements que el constitueixen en el seu estat habitual i estable a les condicions estàndard de pressió i temperatura s'anomena entalpia de formació estàndard. La Llei de Hess de les entalpies de reacció fou enunciada per aquest químic rus a mitjans del segle passat i la deduí abans que fos enunciat el primer principi de termodinàmica. Ens diu que si una reacció química es pot expressar com una suma algebraica ( suma o diferència ) d'altres reaccions químiques parcials, l'entalpia d'aquella reacció, com que és una funció d'estat, valdrà també la suma algebraica de les entalpies de les reaccions parcials. L'entropia: A l'Univers tots els moviments dels cossos i tots els processos tendeixen a un estat d'energia mínima. Amb els processos químics també s'esdevé aquesta tendència: l'espontaneïtat d'una reacció química depèn en bona part de l'estat d'energia mínima del sistema format per reactius i productes de reacció. En tota reacció intervé una altra magnitud anomenada entropia, S, que ens mesura el grau de desordre d'un sistema. Segon principi de termodinàmica: En els canvis espontanis l'Univers tendeix a l'estat de màxim desordre, és a dir, de màxima entropia. Tercer principi de termodinàmica: Tot sòlid cristal·lí ordenat i a la temperatura de O K té una entropia, S, nul·la, S = O. Espontaneïtat de les reaccions: L'energia lliure de Gibbs Hi ha reaccions que s'esdevenen espontàniament. Altres necessiten una aportació energètica perquè s'esdevinguin. Gibbs va trobar l'equació matemàtica que lligava l'entropia amb l'entalpia. Així, per a tot procés a pressió constant, va definir el concepte d'entalpia lliure o energia lliure de Gibbs com: G = H - TS on S és l'entalpia del sistema, T, la temperatura en K i H l'entalpia del sistema. Entalpia lliure de formació: El canvi d'energia lliure de Gibbs és necessari per formar un mol de compost a partir dels elements en estat fonamental en condicions estàndard de pressió i temperatura, és el que anomenem entalpia lliure de formació. La velocitat de les reaccions: Determina la rapidesa amb què els reactius es transformen en productes. Si els components de la reacció són gasosos, en comptes de parlar de concentracions, podem parlar de pressions parcials. La velocitat de reacció és la derivada de la concentració respecte el temps de qualsevol reactiu o producte, dividida per seu coeficient estequiomètric i convertida en un nombre positiu. La velocitat de reacció se sol estudiar a partir de la variació de les concentracions dels reactius. Teories de les reaccions químiques: Per explicar, de manera general, com tenen lloc les reaccions químiques, els científics han elaborat dues teories: la teoria de les col·lisions i la teoria de l'estat de transició que es complementen entre si. La teoria de les col·lisions: Suposa que totes les molècules disposen d'una gran energia cinètica en moure's a enormes velocitat i que topen les unes amb les altres contínuament. El fet que un xoc sigui eficaç o no eficaç depèn de dos factors:
Energia que tenen les molècules: Les molècules dels reactius, a una temperatura donada, no tenen pas totes la mateixa energia cinètica. A cada temperatura, podem fer una distribució del nombre de molècules, A, que tenen una certa energia. A una temperatura donada, només les més energètiques aconseguiran, en xocar amb altres, trencar-se mútuament els enllaços i donar lloc a productes. A l'energia mínima necessària, se l'anomena energia d'activació. L'orientació del xocs: Les molècules han de xocar en una direcció concreta La teoria de l'estat de transició: A mig camí entre els reactius i els productes, s'esdevé un complex activat. Aquest està format pels reactius, que formen un aglomerat anomenat complex de transició o complex activat. Aquest complex té sempre una energia superior a la dels reactius i els productes, per la qual cosa és molt inestable i la seva vida és molt curta. Aquesta teoria suposa que els reactius xoquen entre si i, abans de donar lloc als productes, passen per un estat intermedi formant un agregat anomenat complex de transició o complex activat. Influència de la concentració en la velocitat de reacció: Si augmentem la concentració dels reactius, s'incrementa el nombre de molècules per unitat de volum i, d'acord amb la teoria de les col·lisions, en haver-n'hi major quantitat, hi haurà també més probabilitat de xocs eficaços entre si. La velocitat de reacció és proporcional a la concentració dels reactius. Influència de la temperatura en la velocitat de reacció: En augmentar la temperatura, creix el nombre de molècules que tenen l'energia d'activació necessària per reaccionar encara que l'energia global no creixi gaire. Per això, si la reacció s'escalfa, generalment s'accelera la reacció. Influència de l'estat físic dels reactius en la velocitat de reacció: Si els reactius estan en fase sòlida, tenen molta importància les seves condicions. Així, fent reaccionar àcid clorhídric amb ferro, si aquest està en forma de bloc, reaccionarà lentament. Si el ferro hi és en pols o en llimalles, la reacció serà molt energètica, ja que la superfície de ferro exposada a l'àcid en aquest cas és infinitament major, i hi ha moltes més probabilitats de xocs eficaços. Si els reactius estan tots dos en fase gasosa ( reacció homogènia ), trobarem que la probabilitat de contacte entre molècules és alta, i també ho és la possibilitat que la reacció sigui favorable. Si els reactius estan tots dos en fase líquida ( reacció homogènia ), la possibilitat també és gran i la reacció és favorable. Si es tracta de dos reactius en fase sòlida ( reacció homogènia ), el contacte entre les seves molècules serà petit. En general, en aquests casos tindrem velocitats de reacció petites. Si es tracta de reaccions on els reactius estan en diferent estat físic ( reaccions heterogènies ), dependrà en cada cas de la textura de cada fase. Influència de l'energia d'activació en la velocitat de reacció: L'energia d'activació indica el nivell mínim d'energia que han de posseir les molècules perquè tinguin la possibilitat de xocar amb altres i que es produeixin xocs eficaços. Aquesta energia d'activació depèn de dos factors: reactius i catalitzadors Influència dels reactius: Tots els reactius tenen energies d'activació diferents. Si l'energia d'activació és petita, la reacció transcorrerà fàcilment. Influència dels catalitzadors: Els catalitzadors són substàncies que modifiquen la velocitat de les reaccions rebaixant l'energia d'activació. Intervenen en la reacció formant compostos reactiu-catalitzador d'enllaços febles. Els reactius, en aconseguir una estructura diferent, reaccionen amb facilitat i immediatament es desfà el complex. El catalitzador es recupera i teòricament no es malmet. Els catalitzadors intervenen en petites quantitats. De l'acció que produeixen, se'n diu catàlisi i de les reaccions, catalitzades. Tipus de catalitzadors:
Existeixen verins o metzines dels catalitzadors que anul·len completament la seva activitat. Mecanismes de reacció: La majoria de reaccions químiques no transcorren tal com s'indica en l'equació estequiomètrica, sinó que es realitzen mitjançant una seqüència de reaccions senzilles, anomenades reaccions elementals. La suma d'aquestes reaccions elementals ens dóna la reacció global. Si tenim una reacció on els reactius R es transformen en productes P, arribarà un moment en el qual, tot i haver-hi reactius, no augmenten els productes; en aquest punt, la reacció estarà en condicions d'equilibri. El que succeeix és que part dels productes resultants de la reacció es transformen i originen les substàncies de partença fins arribar a l'estat d'equilibri en què les velocitats de les reaccions directa i inversa s'igualen.
En l'equilibri, les propietats macroscòpiques es mantenen invariables en el temps. A nivell microscòpic ( partícules ) continuen reaccionant; per això es diu que l'equilibri químic és un equilibri dinàmic. A una temperatura determinada les condicions de l'estat d'equilibri són les mateixes sigui quina sigui la reacció des de la qual hem assolit l'equilibri. Constants d'equilibri: Podem dir que la reacció està en equilibri quan es formen les mateixes quantitats que es descomponen de productes, és a dir, quan la velocitat de la reacció directa és igual a la velocitat de la reacció oposada o indirecta. Llei d'acció de masses (LAM): És una constant el valor de la qual prové del quocient entre les concentracions dels productes en equilibri elevades al seu coeficient estequiomètric i les concentracions dels reactius en equilibri elevades al seu respectiu coeficient estequiomètric a una determinada temperatura. Per a la resolució dels exercicis d'equilibri, és convenient seguir un mètode general: Inicialment:
Passos:
Finalment:
Interpretació de la constant d'equilibri: El valor numèric de la constant d'equilibri ens informa de la tendència dels reactius a transformar-se en productes.
En conseqüència, per saber en quina situació tenim una reacció concreta, serà suficient determinar la relació entre la concentració de productes i la concentració de reactius en aquest moment. Aquesta relació de les concentracions s'anomena quocient de reacció. Valor de la constant a partir d'altres constants d'equilibri: Si una reacció està escrita com una reacció inicial multiplicada per un número n, la constant d'equilibri serà la constant de la reacció inicial elevada a n. Si tenim una reacció química que està escrita en sentit invers a una reacció inicial, la seva constant d'equilibri serà la inversa de la reacció inicial. D'altra banda, quan una reacció és la suma de dues o més reaccions, la seva constant és el producte de dues o més constants. Constants d'equilibri de pressions: A tota reacció química a una temperatura determinada en què intervenen gasos li correspon una constant d'equilibri de pressions on quedaran especificades totes les pressions parcials de cada espècie que intervé en la reacció. Grau de dissociació: Definim com a grau de dissociació d'una substància el tant per u de mols dissociats o mols que reaccionen. El grau de dissociació proporciona una idea clara sobre l'evolució de la reacció. Factors que modifiquen l'equilibri: L'augment o disminució dels productes d'una reacció d'equilibri és determinant a l'hora d'optimitzar un procés químic. Si en algun procés industrial intervé una reacció d'equilibri, interessa que la transformació es produeixi amb un rendiment acceptable perquè el desenvolupament del procés sigui viable. En canvi, hi ha altres ocasions que interessa que no es produeixi la reacció (algunes reaccions que provoquen contaminació). Actualment, es coneixen una sèrie de factors com la pressió, la temperatura, la concentració... que modifiquen l'equilibri. Llei de Le Chatelier: És la generalització de tots els efectes dels factors que modifiquen l'equilibri. Va ser anunciada pel científic francès H. L. Le Chatelier i simultàniament per l'alemany K.F. Braun. Si un sistema es troba en equilibri i rep una pertorbació des de l'exterior que modifica qualsevol dels factors que determinen l'equilibri, i per tant, modifica l'estat d'equilibri, els sistema evolucionarà contrarestant l'efecte de la pertorbació, és a dir, desplaçant-se cap al costat que compensi la modificació. Efecte de les concentracions: Si tenim un sistema en equilibri, podem modificar el seu estat afegint o retirant algunes de les espècies que intervenen en l'equilibri. Quan en un sistema en equilibri, s'augmenta la concentració d'una substància, el sistema evoluciona en el sentit que tendeixi a disminuir aquesta substància. En el cas de disminució, l'equilibri es desplaça en el sentit d'augmentar la concentració de l'espècie. Efecte de la pressió i del volum: Només afecta els components gasosos de les reaccions. La pressió que exerceixen els gasos sobre el recipient depèn del nombre de xocs d'aquestes partícules contra les parets del recipient que els conté. El nombre de xocs augmenta si hi ha més partícules ( molècules ) en el medi. Si augmenta la pressió, segons la llei de Le Chatelier la reacció ha de desplaçar l'equilibri oposant-se al factor extern; per tant, la reacció es desplaça en el sentit dels productes, ja que el nombre de mols és menor i, per tant, també la pressió del sistema. Quan en un sistema en equilibri (V i T cte) augmenta la pressió, aquest es desplaça en el sentit de la reacció en el qual hi hagi menys mols de gasos, per oposar-se a l'efecte extern. Efecte de la temperatura: Quan disminuïm la temperatura d'un sistema en equilibri, aquest evoluciona cap al sentit exotèrmic, ja que la reacció allibera energia. Si, per contra, augmentem la temperatura, l'equilibri es desplaça cap al sentit en el qual absorbeixi energia ( endotèrmic ), i, d'aquesta manera, es contraresta l'efecte exterior. Els catalitzadors provoquen que s'arribi més aviat a l'equilibri, augmenten la velocitat de reacció disminuint l'energia d'activació d'aquesta, però no modifiquen l'equilibri.
Reaccions de precipitació: Quan en una reacció es forma un sòlid, diem que s'ha format un precipitat. Les reaccions de precipitació són aquelles en les quals els ions de diferents dissolucions interaccionen per formar com a mínim un producte sòlid (insoluble). Solubilitat i producte de solubilitat: Anomenarem solubilitat a la màxima quantitat d'una substància que es dissol en una determinada quantitat ( massa o volum ) de dissolvent a una determinada temperatura o, dit d'una altra manera: Definim solubilitat d'un solut en un dissolvent com la concentració que té un solut dins del dissolvent quan la dissolució està saturada, mesurada a una temperatura determinada. Així podem parlar de:
La solubilitat es pot expressar de diverses maneres. Les més usuals són: mols de solut / litre de solució, grams de solut / litre dissolució, grams de solut / 100 ml de dissolució, grams de solut / 100 grams de dissolvent. La majoria de les dissolucions de substàncies sòlides són processos endotèrmics i d'augment d'entropia. Per tant, per a cada temperatura s'estableix un equilibri de solubilitat. També es pot comprovar que com més temperatura més solubilitat. Producte de solubilitat: El producte de dues constants, és una altra constant que anomenem constant de solubilitat o producte de solubilitat. Anomenem producte de solubilitat d'una dissolució saturada d'un compost, al producte de les concentracions dels ions que constitueixen el compost, elevades als seus coeficients estequiomètrics. A l'igual que la constant d'equilibri per sistemes homogenis, la constant del producte de solubilitat té un valor determinat per a cada temperatura. El producte de solubilitat depèn de la solubilitat de la substància considerada. Així la concentració dels ions d'aquesta en una dissolució saturada serà major com més alta sigui la solubilitat del compost. A menor solubilitat del compost, menor concentració d'ions en dissolució i, per tant, menor serà el producte de solubilitat. En general, el producte de solubilitat és el procés de les concentracions en equilibri dels ions que formen el compost elevats a uns potència igual al nombre d'ions que es formen de cadascun d'ells en dissolució. Relació entre solubilitat i producte de solubilitat: El valor del producte de solubilitat ens indica la màxima concentració del compost que podem tenir en dissolució. Per tant, ens fixa el valor del producte de les concentracions en equilibri dels seus ions. Així podem dir que la relació entre una substància poc soluble en dissolució amb els seus respectius ions és la solubilitat. Seqüència de passos: a) Per calcular la solubilitat a partir de les dades de la constant de solubilitat:
b) Per calcular constant de solubilitat a partir de les dades de solubilitat:
A partir de la relació entre la solubilitat i el producte de solubilitat, podem predir si una determinada substància en dissolució precipitarà o no. Podem establir tres situacions diferents:
Efecte de l'ió comú: Si tenim una sal poc soluble en equilibri amb els seus ions, i hi afegim un ió comú es formarà més precipitat, ja que l'equilibri s'haurà desplaçat. Efecte de l'ió salí: Si en una dissolució saturada d'una sal insoluble, hi afegim alguna dissolució d'un compost de manera que algun dels seus ions en dissolució formi una substància insoluble, és a dir, un precipitat amb algun ió de la sal insoluble, per formar el compost insoluble; l'efecte serà una disminució de la concentració de l'ió en qüestió i per tant l'equilibri es desplaçarà dissolent més compost. Aquest efecte és deu a la llei de Le Chatelier, ja que el sistema ha de contrarestar la pertorbació. Així una disminució de la concentració d'algun ió fa desplaçar l'equilibri cap a la seva formació, i el precipitat insoluble es dissol progressivament fins a aconseguir igualar el valor del seu producte de solubilitat. Precipitació fraccionada: En molts processos industrials o simplement en les anàlisis químiques, tenim dissolucions en les quals estan presents diversos ions. En alguns casos no interessa que hi hagi determinats tipus d'ions perquè interfereixin en el procés que volem dur a terme. Un dels mètodes més emprats per a la separació de determinats ions en dissolució està basat en la precipitació d'aquest i no del ions que ens interessen, per això s'anomena precipitació fraccionada o selectiva. Per dur a terme una precipitació fraccionada, ens hem de fixar en la constant de solubilitat. Per poder separar dos ions mitjançant la constant de solubilitat, aquests han de tenir valors numèrics ben diferenciats, ja que si no podrien precipitar tots els ions a la vegada. Separació d'ions per precipitació: En algunes ocasions hi ha dissolucions en què es vol reconèixer la presència d'un determinat ió. Aleshores un mètode emprat és el que s'anomena marxa analítica basat en la diferent solubilitat de les substàncies. Així, per exemple, tenim una dissolució amb els cations següents: Bi ³+, Al ³+, Ag +. Per poder-los separar, hem de tenir en compte quines substàncies insolubles poden formar aquests cations, és a dir, hem d'escollir un reactiu que formi un precipitat amb una sol catió present, ja que, si no fos així, ens precipitarien tots a la vegada i no fraccionadament. D'acord amb les taules de solubilitat, hem d'afegir una dissolució de HCl, ja que l'ió Ag+ forma un precipitat de color blanc, mentre que els altres cations resten en dissolució. Dissolució de precipitats: Podem desplaçar l'equilibri cap a la redissolució de precipitats de diverses maneres:
|
|||||||||||
