La quantitat de substància

1. La quantitat de substància Física i Química 1r BatxilleratIES Sant Vicent Ferrer - Algemesí

2. Perquè els químics necessiten una magnitud “especial” ? • Un dels problemes bàsics de la Química és poder determinar la FÓRMULA EMPÍRICA i la FÓRMULA MOLECULAR d’una substància pura • D’altra banda, els càlculs de les quantitats de reactius que intervenen en una reacció o dels productes que s’obtenen requereixen poder COMPTAR ÀTOMS i/o MOLÈCULES per tal que ni en sobren ni en falten • El problema es pot resoldre si emprem la QUANTITAT DE SUBSTÀNCIA, magnitud fonamental del S.I. la unitat de la qual és el MOL

3. Vegem un exemple: • Un compost està format per un 92,31 % de C en massa i per un 7,69 % d’H en massa • D’altra banda sabem que les masses atòmiques relatives són: Ar(C)=12 i Ar(H)=1 • Podríem saber amb això la seua fórmula? • COM QUE IGNOREM LA SEUA MASSA MOLECULAR RELATIVA, NOMÉS PODRÍEM TROBAR LA FÓRMULA EMPÍRICA PERÒ NO LA MOLECULAR • QUÈ CALDRIA FER PER A TROBAR LA FÓRMULA EMPÍRICA?

4. Solució raonada: • Sabem la contribució de cada tipus d’àtom (C i H) a la massa total del compost i sabem la massa relativa de cada àtom, si dividim la massa de C en el compost entre el que “pesen” els seus àtoms trobarem un nombre que guarda relació amb la “quantitat d’àtoms” de C i si fem el mateix amb l’H trobarem un nombre que guarda relació amb la “quantitat d’àtoms” d’hidrogen • Si dividim els dos nombres entre el menor d’ells tindrem la relació mínima entre ells i si fem que siga una relació de nombres enters ja tindrem la fórmula empírica

5. càlculs… Per al carboni C : 92,31/12 = 7,69 Per a l’hidrogen H : 7,69/1 = 7,69 Mínima proporció: 7,69/7,69 = 1 La relació entre quantitats d’àtoms és 1:1, és a dir, hi ha el mateix nombre d’àtoms de cada element en el compost, per tant la seua fórmula empírica serà: CH

6. Concepte de quantitat de substància • Per a poder comptar amb facilitat quants àtoms intervenen en una reacció i en quina proporció es combinen hem definit la QUANTITAT DE SUBSTÀNCIA com la quantitat d’entitats químiques (àtoms, molècules, ions, electrons, etc.) que intervenen en una reacció química, però comptades de forma col·lectiva mitjançant la mesura de masses i volums, principalment (símbol: n) • Per això la unitat que emprem s’anomena MOL i és una unitat fonamental del Sistema Internacional d’unitats

7. Definició de mol • Un mol és la quantitat de substància que conté tantes entitats químiques com àtoms hi ha en 0,012 kg de l’isòtop 12 de C (12C) • S’ha definit així perquè coneguda la massa atòmica o molecular relativa d’una substància resulta senzill calcular quina massa de cada substància conté 1 mol • MASSA MOLAR : anomenem així la massa d’un mol • CONSTANT D’AVOGADRO : la determinació experimental de les partícules que conté 1 mol dóna com a resultat: NA = 6,022·1023 partícules/mol

8. Massa molar: M (g/mol) • De la definició de mol es deriva una manera directa de calcular la massa molar a partir de la massa molecular relativa, si entenem que: • Massa d’una molècula: Mr (no té unitats) • Massa d’un mol de molècules: M (g/mol) • Exemple: l’aigua té una Mr = 18 i la seua massa molar val M = 18 g/mol • Relacions bàsiques: M = m/n ; n = m/M ; m = n·M Mmassa molar en g/mol; mmassa en g; nquantitat de substància en mol

9. Constant d’Avogadro • Hi ha diferents mètodes experimentals per a determinar quantes entitats químiques conté 1 mol • Les dades actuals donen: NA = 6,022·1023 mol-1 • Encara que Amedeo Avogadro mai no es va proposar el càlcul d’aquesta constant, si que va suggerir en la seua llei sobre la constitució dels gasos que mesurant els volums de diferents gasos a la mateixa P i T per a una mateix quantitat de gas, volums iguals contenen el MATEIX NOMBRE DE PARTÍCULES • Relacions bàsiques: NA = N/n ; n = N/NA ; N = n·NA on N representa el nombre de partícules

10. Un mol de diferents substàncies

11. Volum molar d’un gas • Si tenim en compte la LLEI D’AVOGADRO segons la qual volums iguals de gasos diferents a les mateixes P i T contenen el mateix nombre de molècules... • ...DEDUÏM QUE UN MOL DE TOTS ELS GASOS IDEALS OCUPA EL MATEIX VOLUM, EN LES MATEIXES CONDICIONS DE P I T, ja que un mol sempre conté el mateix nombre de partícules • AQUEST VOLUM S’ANOMENA VOLUM MOLAR VM • En condicions normals (1 atm, 273 K), val 22,4 L/mol

12. Equació dels gasos ideals • Per als gasos ideals es compleix: P·V/T = k, per a una quantitat constant de gas • Si triem un mol de gas, en C.N., tindrem: 1 atm·22,4 L/mol / 273 K = 0,082 atm·L/mol·K = R • Per a “n” mol de gas: P·V/T = n·R • La forma habitual de l’equació dels gasos ideals en funció de la quantitat de substància és: PV = nRT

13. Concentració de les dissolucions • Les dissolucions són mescles homogènies i uniformes la composició de les quals s’expressa mitjançant la magnitud CONCENTRACIÓ • En algunes formes d’expressar la concentració intervé la quantitat de substància: La MOLARITAT : [A] = nA/V (mol de solut/L dissolució) La MOLALITAT : mA = nA/md (mol de solut/kg dissolvent) La FRACCIÓ MOLAR : XA = nA/nTOT (mol de solut/mol total)

14. Altres formes d’expressar la concentració • PERCENTATGE EN MASSA (%) O RIQUESA • Determinació de la molaritat a partir de la DENSITAT (ρ, en g/mL) i la RIQUESA (%): Agafem una mostra de referència: 1 L de dissolució, que conté una massa total que equival a la densitat per 1000. Multipliquem per la riquesa (%) i dividim per 100 i tenim la massa de solut en 1 L. Passem a mol, dividint per M, i ja tenim la resposta: [A] = ρ·(%)·1000/M·100 = ρ·(%)·10/M • PERCENTATGE EN VOLUM (%) O GRADUACIÓ (°) • CONCENTRACIÓ MÀSSICA (g/L)

15. Dilucions • Diluir és disminuir la concentració d’una dissolució tot afegint-hi més quantitat de DISSOLVENT, però sense alterar la quantitat de SOLUT • Conseqüentment l’equació per a calcular la nova concentració de la dissolució diluïda serà: nSOLUT = constant = [S]·V = [S]’·V’ amb “prima” la diluïda, sense, la concentrada