⚗️ Tema 10: Química: matèria, reaccions i gasos

Generalitat de Catalunya · Cos de Bombers de la Generalitat · Bomber/a de primera de l'escala tècnica

🌐 Lee este tema en castellano

Resum

Estructura de la matèria. L'àtom té un nucli amb protons (càrrega positiva) i neutrons (sense càrrega), i al seu voltant electrons (càrrega negativa). Els protons defineixen l'element; si canvia el nombre de neutrons parlem d'isòtops, i si sobren o falten electrons, d'ions. Hi ha un centenar de tipus d'àtom, cadascun amb el seu símbol (H, C…), i quan s'uneixen formen molècules, que s'escriuen amb la seva fórmula (H2O). El nombre atòmic (Z) és el nombre de protons, i en un àtom neutre coincideix amb el d'electrons; el nombre màssic (A) és la suma de protons i neutrons (A = Z + N). Segons la IUPAC tots dos s'escriuen a l'esquerra del símbol: Z a baix i A a dalt. Els isòtops tenen la mateixa Z i diferent A (O-16, O-18, U-235, U-238); l'hidrogen en té tres: proti (H-1), deuteri (H-2, D) i triti (H-3, T). La massa atòmica de la taula periòdica és la mitjana ponderada dels seus isòtops.

Polaritat: quan en una molècula apareixen zones amb càrrega es diu que és polar (l'aigua, la sal, l'alcohol); si no, no polar (els hidrocarburs). El que és polar es dissol en dissolvents polars i el que és no polar, en no polars. Per això l'oli i l'aigua no es barregen: no és l'oli el que no vol, és l'aigua, les molècules de la qual s'atreuen entre si i no deixen lloc a les no polars. Això és important, per exemple, per triar l'escuma: els líquids polars, miscibles amb aigua, destrueixen les escumes convencionals.

Enllaços. Els interatòmics es formen intercanviant o compartint els electrons de valència (els de l'última capa). Iònic: un metall cedeix electrons i un no-metall els capta; es formen cations (+) i anions (−) units per atracció electrostàtica en xarxes iòniques. Covalent: dos no-metalls comparteixen electrons; si un n'atrau més, es formen dipols. Metàl·lic: els metalls comparteixen els seus electrons externs en un núvol que es mou lliurement, cosa que explica la conductivitat elèctrica i tèrmica, la ductilitat i la mal·leabilitat. Les forces intermoleculars són molt més febles i expliquen l'estat físic i la facilitat d'evaporació: interaccions iòniques, ponts d'hidrogen (H unit a O, N o F; expliquen el punt d'ebullició alt de l'aigua i que el gel suri) i forces de Van der Waals o de London (dipols induïts, presents en totes les substàncies moleculars).

Reaccions químiques: els reactius es transformen en productes trencant i formant enllaços; es representen amb una equació que s'ajusta amb coeficients. Tipus: síntesi (A + B → AB; la calç viva amb aigua dona hidròxid de calci), descomposició (AB → A + B, sovint per calor: la piròlisi de la cel·lulosa dona gasos inflamables i fum), substitució simple (Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu), substitució doble (AB + CD → AD + CB; l'aigua dura amb l'escumogen pot precipitar sals i fer malbé l'escuma), àcid-base o neutralització (HCl + NaOH → NaCl + H2O, útil en vessaments), combustió (hidrocarbur + O2 → CO2 + H2O + energia) i redox (una substància s'oxida perdent electrons i una altra es redueix guanyant-ne: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3). La llei de conservació de la massa (Lavoisier, 1789) diu que en un sistema tancat la massa dels reactius és igual a la dels productes: 16 g de CH4 + 64 g d'O2 donen 44 g de CO2 + 36 g d'H2O. La llei de Proust hi afegeix que la proporció entre masses és constant.

Estequiometria: els càlculs de quantitats a partir de l'equació ajustada. Un mol són 6,022 · 10²³ entitats (nombre d'Avogadro). La massa molar (M) són els grams d'un mol (aigua: 2 · 1,008 + 16 = 18,016 g/mol) i n = m / M. En condicions normals (0 °C i 1 atm) un mol de qualsevol gas ocupa uns 22,4 L (volum molar); en altres condicions es fa servir P·V = n·R·T, amb R = 0,0821 L·atm/(mol·K) i T en kelvin. Reactiu limitant: el que s'acaba primer i marca quant producte es forma; es divideix el nombre de mols de cada reactiu pel seu coeficient i el menor és el limitant. En C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O, amb 2 mol de propà i 8 d'O2 (2/1 = 2 davant de 8/5 = 1,6), el limitant és l'oxigen.

Estats i canvis d'estat. Sòlid: forma i volum propis; líquid: volum propi però no forma; gas: ni forma ni volum, ocupa tot el recipient. Fusió (sòlid → líquid), solidificació, vaporització (evaporació, lenta i a qualsevol temperatura, o ebullició, ràpida i a la seva temperatura), condensació, sublimació (sòlid → gas) i sublimació inversa. L'ebullició arriba quan la pressió de vapor iguala l'exterior: a menys pressió, bull a menys temperatura. La pressió de vapor creix amb la temperatura i ens diu si un líquid inflamable donarà prou vapors per cremar. El punt crític és la temperatura per sobre de la qual un gas no es pot liquar per molta pressió que s'hi apliqui (nitrogen −146,8 °C, CO2 30,1 °C, butà 152 °C, aigua 374,4 °C). Amb aquest punt es classifiquen els gasos: comprimits si Tc < −10 °C i liquats si està entre −10 i 70 °C.

Estat gasós. La teoria cineticomolecular suposa partícules de mida menyspreable, en moviment rectilini i aleatori, amb xocs perfectament elàstics, sense forces entre elles i amb una temperatura proporcional a la seva energia cinètica mitjana. Lleis: Boyle-Mariotte, a temperatura constant P · V = constant; Gay-Lussac, a volum constant P / T = constant; Charles, a pressió constant V / T = constant; i la general P·V = n·R·T (temperatures sempre en kelvin). Exemples del manual: una ampolla de 70 L a 200 bar alliberada a l'atmosfera ocupa 14.000 L (14 m³); si aquesta ampolla passa de 25 °C a 300 °C, la seva pressió puja a uns 384,6 bar.

Termoquímica. Les reaccions exotèrmiques alliberen energia i les endotèrmiques l'absorbeixen. L'entalpia (H) és el contingut energètic a pressió constant, i a pressió constant la seva variació coincideix amb la calor intercanviada (ΔH = qp); per conveni q > 0 és calor absorbida i q < 0, cedida. El primer principi diu ΔU = q + w, i el treball d'expansió és w = −Pext · ΔV. La calor passa sempre del cos calent al fred; es mesura en joules o calories (1 cal = 4,18 J). La temperatura indica el nivell tèrmic, no l'energia emmagatzemada. La calor específica de l'aigua líquida és 4.180 J/kg·°C (1 cal/g·°C), molt alta davant del ferro (460) o la sorra (840); el gel i el vapor tenen 0,5 cal/g·°C. Calor latent de fusió de l'aigua: 79,7 cal/g; de vaporització: 539 cal/g. Portar 1 kg d'aigua de 20 °C a vapor costa 80 + 539 = 619 kcal: per això l'aigua polvoritzada, que es vaporitza millor, refreda més que a raig.

Hidrocarburs: compostos només de carboni i hidrogen. Els alcans són saturats (enllaços simples C–C), de fórmula CnH2n+2 i acabats en -à (metà, età, propà, butà); no polars i insolubles en aigua; gasos de C1 a C4, líquids de C5 a C17 i sòlids a partir de C18; poc reactius excepte amb l'oxigen. Els alquens tenen un doble enllaç C=C, acaben en -è (etè, propè), són una mica més polars i densos, molt reactius en el doble enllaç i cremen més de pressa. Propietats físiques (es mesuren sense canviar la composició) i químiques (es veuen quan reaccionen). Densitat: l'aigua 1 g/cm³; l'oli 0,92, l'alcohol 0,79 i la gasolina 0,72 hi suren. En gasos es fa servir la densitat relativa a l'aire: per sota d'1 pugen (hidrogen, gas natural), per sobre baixen (butà, CO2). Els metalls condueixen bé la calor; l'aire sec aïlla, però l'aigua condueix 20 vegades més que l'aire. L'aigua destil·lada és aïllant elèctrica: la fan conductora les sals dissoltes. La viscositat baixa en escalfar (aigua 1 cP, oli d'oliva 84 cP) i els tensioactius rebaixen la tensió superficial de l'aigua perquè mulli millor.

Claus per a l'examen

• Z = protons (defineix l'element); A = protons + neutrons; N = A − Z.
• Isòtops: mateixa Z, diferent A. Hidrogen: proti (H-1), deuteri (H-2, D), triti (H-3, T).
• Iònic: metall + no-metall, transferència. Covalent: no-metalls, comparteixen. Metàl·lic: núvol d'electrons.
• Pont d'hidrogen: H unit a O, N o F; per això l'aigua bull a 100 °C i el gel sura.
• Neutralització: àcid + base → sal + aigua (HCl + NaOH → NaCl + H2O).
• Oxidar-se = perdre electrons; reduir-se = guanyar-ne.
• Lavoisier (1789): la massa es conserva. 16 g CH4 + 64 g O2 → 44 g CO2 + 36 g H2O.
• 1 mol = 6,022 · 10²³ entitats; aigua 18 g/mol; 1 mol de gas en CN (0 °C, 1 atm) = 22,4 L.
• Reactiu limitant: el quocient mols / coeficient més petit.
• Punt crític: per sobre no es liqua. Comprimits Tc < −10 °C; liquats entre −10 i 70 °C.
• Boyle (T ct.): P·V = ct. Gay-Lussac (V ct.): P/T = ct. Charles (P ct.): V/T = ct. Sempre en kelvin.
• ΔH = qp; q < 0 exotèrmic (cedeix calor), q > 0 endotèrmic.
• Aigua: calor específica 4.180 J/kg·°C (1 cal/g·°C); latent de fusió 79,7 cal/g i de vaporització 539 cal/g; 1 cal = 4,18 J.
• Alcans CnH2n+2 (-à, saturats): C1-C4 gasos. Alquens: doble enllaç (-è).
• La gasolina (0,72 g/cm³) sura en l'aigua; l'aigua destil·lada no condueix, la fan conduir les sals.

Vídeos recomanats

• NÚMERO ATÓMICO y NÚMERO MÁSICO con EJERCICIOS
• ¿Qué es enlace químico? Tipos de enlace: Iónico, Covalente, Metálico [Fácil y Rápido]
• LEYES DE LOS GASES: Boyle Mariotte, Charles, Gay Lussac
• CALOR LATENTE y ESPECÍFICO [Explicación FÁCIL]

← Tema 9 · Tema 11 →

📲 Comparteix-ho amb el teu grup de l'oposició: WhatsApp · Telegram · Copia l'enllaç