Unitat 1/ Bloc 1
Estats de la matèria

INTRODUCCIÓ

  En aquesta unitat s'estudien els estats de matèria i els seus canvis, s'aprofundieix en els coneixements que es van adquirir en l'assignatura Química I. Es comença estudiant els gasos, les seves característiques, les lleis dels gasos i la teoria cinèticomolecular dels gasos, i es profunditza amb els estudi dels gasos reals. Seguidament es estudien els líquids i les seves característiques i a continuació s'estudien els sòlids.
Finalment s'estudien els canvis de estats, els equilibris entre diverses fases, els diagrames de fases i els gràfics d'escalfament d'una substància pura.

Orientacions:

Taula de Programació

  Conecteu-vos a Internet !!

Lectura :

Llegir amb cura  la introducció al bloc I: La química a través del temps, a la pàgina  4

Objectius : pàg.6

 És convenient  que els llegiu amb  cura  abans de  començar  a treballar per a familiaritzar-vos-hi. En finalitzar l’estudi  de la unitat , heu de comprovar si heu  comprès  i heu  assimilat cadascun d’aquests objectius .

Esquema de la unitat : pàg. 6

Fixeu-vos amb atenció en aquest esquema que us donarà quina és  la relació que hi ha  entre els diversos apartats de la Unitat.

Preparació de la unitat: pàg.  7

Recordeu aquests conceptes abans d’estudiar la unitat.

Orientacions sobre alguns apartats:

1.      Els gasos

·       Cal recordar el que heu estudiat en el curs anterior respecte a les lleis dels gasos i els estats de la matèria.

·       Teoria cineticomolecular, cal tenir solament el concepte de que  la temperatura està relacionada con l’energia cinètica mitjana de les  molècules

·       Fixeu-vos que les lleis dels gasos que heu estudiat, solament es compleixen per gasos ideals, aquest model és bo quan les partícules dels gasos hi són molt lluny una de l’altra i el seu tamany es pot considerar molt petit; per estudiar els gasos que ens troben en la naturalesa cal ampliar aquest model dels gasos ideal i estudiar  els gasos reals. Cal saber solament que la equació de Van der Waals la qual  corregeix la equació dels gasos ideals i s’apropa més a la conducta dels gasos reals.

2.      Els líquids

·         Cal tenir en compte els conceptes de pressió de vapor dels líquids i la pressió dels gasos  recollits  sobre l’aigua.

3.   Els sòlids

·         Fixeu-vos  en la diferencia entre sòlid cristal·lí i sòlid amorf, i les  diferents classes de sòlids cristal·lins  que hi ha i quina es la relació entre les seves característiques i  les forces que actuen entre les partícules del sòlid cristal·lí.

4.      Equilibri entre diverses fases.

·            Cal tenir clar que entenen com fase , sistema homogeni i heterogeni. Fixeu-vos en els diagramas de fases i que no sempre es possible passar d’un estat a un altre.

·            Fixeu-vos  en les característiques  de les gràfiques de la pressió de vapor-lìquid, sòlid-vapor i sòlid-líquid,   que entenen por equilibri dinàmic, per punt crític i temperatura crítica. També es important saber interpretar les corbes de pressió de vapor i les corbes de fusió.

·            No entran els diagrames de fases

Unitat 2/ Bloc 1

Enllaç químic

INTRODUCCIÓ

 En aquesta unitat es continua l'estudi del enllaç químic iniciat a l'assignatura Química I. En primer lloc s'estudien les propietats periòdiques dels elements químics, cal ressaltar el concepte d'apantallament, el qual ens permetre comprendre i justificar les propietats periòdiques més importants: radi atòmic, radi iònic, energia d'ionització, afinitat electrònica, etc. A continuació s'estudia el enllaç químic i les seves classes en detall: l' enllaç iònic i les xarxes iòniques, l'enllaç covalent on troben diversos models que l'explica : model de Lewis, la teoria d'enllaç de valència i l'hibridació d'orbitals; a continuació s'estudia el enllaç metàl·lic i finalment les forces intermoleculars.

Orientacions:

Taula de Programació

  Conecteu-vos a Internet !!

Objectius: pàg.30

És convenient que els llegiu amb cura abans de començar el treball per a familiaritzar-vos'hi. En finalitzar l'estudi de la unitat, heu de comprovar si heu comprès i heu as­similat cadascun d'aquests objectius.

Esquema de la unitat: pàg. 31

Fixeu-vos amb atenció en aquest esquema que us donarà quina és la relació que hi ha entre els diversos apartats de la Unitat.

Preparació de la unitat: pàg. 31

Recordeu aquests conceptes abans d'estudiar la unitat.

Orientacions sobre alguns apartats:

1.    Propietats periòdiques

·     Cal entendre bé aquest concepte d’apantallament, el qual es basa en el concepte de carrega nuclear efectiva, es a dir,  quina carrega nuclear sent un electró tenint en compte que entre ell i el nucli de l’àtom hi ha altres electrons.

·     Fixeu- vos com es defineixen els conceptes de radi atòmic, radi iònic, energia d’ionització, afinitat electrònica, electronegativitat i con varien en la taula periòdica dels elements i per què.

·     Cal ressaltar con es distribueix el caràcter metàl·lic a la taula periòdica i quines son les seves característiques.

2.    L’enllaç químic i les seves classes

·   Fixeu-vos  que l’enllaç químic es degut a forces elèctriques d’atracció i repulsió i aquestes determinen el tipus d’enllaç, aquest enllaç es el que caracteritza les propietats de les diverses substàncies químiques.

3.    Enllaç iònic

·   Fixeu-vos  que l’enllaç iònic  es dona entre elements con electronegativitats molt diferents per cessió i captació d’electrons.

·   Cal ressaltar que l’enllaç iònic no forma molècula i que la seva fórmula es empírica, es a dir, dona la proporció que hi ha entre els diferents àtoms, els compostos iònic  formen xarxes cristal·lines.

·   De l’energia de la xarxa cal saber com es defineix i familiaritzar-se amb la seva expressió matemàtica.

4. Enllaç covalent

·   Fixeu-vos  que l’enllaç covalente  es dona entre elements con electronegativitats grans i semblants i es comparteixen parelles  d’electrons.

·   Aquest enllaços si formen molècules.

·   Fixeu- vos en les formes geomètriques de les molècules segons els parells enllaçants i lliures, cal ressaltar que les estructures de Lewis no donen cap informació sobre l’estructura geomètrica  de la molècula  i la força dels enllaços.

·   Fixeu-vos en la teoria  d’enllaç de valència i els problemes que tracta de resoldre i con es defineix ara el enllaç i els tipus que ni ha.

·   Cal coneix que s’entén per energia d’enllaç, longitud  i angle d’enllaç.

·   Cal tenir clar que s’entén per  moment dipolar, enllaç  polar i per molècula polar.

·   Es convenient tenir clar que s’entén per hibridació d’òrbites i que és un orbital híbrid i els orbitals híbrids més senzills.

·   Cal remarcar que l’explicació de l’estructura d’una molècula es fa a partir de les dades experimentals, es a dir, si coneixem la seva geometria i la força dels enllaços podem buscar una teoria que ens expliqui que ha passat. Aquests models no prediuen amb absoluta seguretat com serà una molècula determinada.

5.  Enllaç  metàl·lic

·   Cal estar familiaritzat amb el model d núvol electrònic i el model de bandes

6. Forces intermoleculars

·   Son forces entre molècules degudes  a les carregues  que aquestes porten fixeu- vos  en les diverses formes que aquestes forces poden assolir. Cal remarcar l’enllaç d’hidrogen o ponts d’hidrogen i la seva importància.

7. Propietats de les substàncies segons el seu enllaç

·   Cal fixar-se be com el tipus d’enllaç determina les propietats generals de les substàncies.

·            No entra l'hibridació d'orbitals, però es convenient llegir aquesta explicació de la geometria molecular.

INTRODUCCIÓ

 En aquesta unitat s'estudia la termodinàmica. És una continuació i una ampliació de les nocions bàsiques donades a la termodinàmica de la Química I. Es defineixen, amb més cura, els conceptes ja coneguts i es defineixen nous conceptes com l'entropia i l'entalpia lliure Gibbs i es formulen el segon i el tercer principi de la termodinàmica.
Es defineixen amb precisió els conceptes bàsics termodinàmics: sistema, entorn, variables termodinàmiques i funcions d'estat, i s'explica què és un procés termodinàmic i els seus tipus reversible i irreversible. Es torna a enunciar el primer principi de la termodinàmica i es veuen diverses aplicacions. S'estudien les reaccions químiques a pressió o volum constant. Es defineix què s'entén per entalpia, quines són les condicions estàndard i com estan definides l'entalpia estàndard de reacció, de formació i de combustió. S'enuncia la llei de Hess, la qual és una conseqüència del fet que l'entalpia és una funció d'estat. S'estudia l'entalpia d'enllaç i es relaciona amb l'entalpia estàndard de reacció.
Es defineix una nova magnitud, l'entropia S, com una funció d'estat que mesura "el grau de desordre" d'un sistema termodinàmic i s'indica quin és el seu valor per a processos reversibles i irreversibles. S'enuncia el segon de la termodinàmica que ens indiquen l'espontaneïtat o no d'un procés en funció de l'increment d'entropia de l'Univers. Es defineix què s'entén per entropía estàndard de reacció.
Finalment, ens interessa predir la espontaneïtat d'una reacció química per processos que es verifiquen a pressió i temperatura constants depèn solament de les característiques del sistema i no de l'entorn, per la qual cosa es defineix què és l'entalpia lliure Gibbs G, el seu increment permet de predir l'espontaneïtat d'una reacció.
Química i societat: es descriuen diversos processos energètics que duen a terme els éssers vius, els quals són producte de transformacions químiques.

Orientacions:

Taula de Programació

  Conecteu-vos a Internet !!

Lectura:

Llegir amb cura la introducció al Bloc 2, Termodinàmica i cinètica química, en la pàgina 68.

Objectius: pàg. 70

És convenient que els llegiu amb cura abans de començar el treball per a familiarit­zar-vos-hi. En finalitzar l'estudi de la unitat, heu de comprovar si heu comprès i heu as­similat cadascun d'aquests objectius.

Esquema de la unitat: pàg. 71

Fixeu-vos amb atenció en aquest esquema que us donarà quina és la relació que hi ha entre els diversos apartats de la Unitat.

Preparació de la unitat: pàg. 71

Recordeu aquests conceptes abans d'estudiar la unitat.

Orientacions sobre alguns apartats:

• 1.    Conceptes bàsics de termodinàmica.

•  El concepte de funció d'estat és molt important, ja que la variació d'una funció d'estat solament depèn de l'estat inicial i del final i no de la manera en què s'ha produït el canvi. Són funcions d'estat entre d'altres: l'energia interna, l'entalpia, l'entropía i l'entalpia lliure Gibbs.

• 2.   Primer principi de la termodinàmica.

•  Fixeu-vos que -PΔDVi VΔ DP tenen unitat d'energia - treball, però, solament es treball W el producte -PΔDV.

• 5.   Entalpia estàndard de reacció.

•  Fixeu-vos bé com estan definides:

Entalpia estàndard, entalpia estàndard de reacció, entalpia estàndard de formació, entalpia estàndard de combustió.

• 6.   Llei de Hess.

•  Fixeu-vos que la llei de Hess és una conseqüència de que la Entalpia n'és una funció d'estat, és a dir, la seva variació, en un procés, solament depèn de l’estat inicial i de l'estat final i no del camí recorregut pel sistema; aquest fet ens permet deduir les entalpies d'alguns processos que experimentalment són o molt com­plicats o impossibles d'obtenir.

• 8.   Entropía.

• El concepte d'entropia normalment s'associa a desordre molecular del sistema. Cal entendre l'entropía d'un sistema com el nombre de configuracions diferents que pot tenir el sistema. Imaginat que l'entropía d'un sistema és el nombre de configuracions que hi ha per posar tres boles en quatre caselles, i l'entropía d'un a­ltre sistema és el nombre configuracions que hi ha per posar tres boles en deu ca­selles; diríem que l'entropía del primer sistema és més petita que la del se­gon.

•  Fixeu-vos que en l'enunciat del segon principi de la termodinàmica: DS _univers >0 per a processos espontanis (irreversibles) on : DS_Univers= DS_Sistema + DS_Entorn

• 9.   Entalpia lliure.

•  Cal tenir en compte que és el mateix dir que un procés és espontani si:

•    DS_Univers > 0 o DG_sistema  < 0 (la pressió i temperatures constants). Però el càlcul del increment de l'entropía de l'Univers implica el càlcul de l'increment de /'entropía del sistema més el càlcul de l'increment de l'entropía de l'entorn, i el càlcul d'increment de l'entalpia lliure solament depèn del sistema.

• L'equació:

0 > DG_Sistema = DH_Sistema - T_sistema D S_Sistema  per a processos espontanis

es dedueix de: DS_Univers = DS_Sistema + DS_Entorn> 0 per a temperatura y pressió constant on es defineix l'energia lliure com:

G_sistema = H_sístema - T_sistema· S_sistema

•  Fixeu-vos en quines condicions els processos exotérmics i endotérmics són espontanis (pàg.90. Taula).

·            No entran la entalpia d'enllaç

Unitat 1, 2, 3 / Bloc 1-2

Consolidació i repàs Bloc 1-2. Formulació

INTRODUCCIÓ

 Aquesta quinzena està dedicada a la consolidació i al repàs de les unitats 1,2 del Bloc 1, i la unitat 3 del Bloc 2, a més a més, a la formulació de la química inorgànica.

El material de la quinzena és el que es dóna en les unitat dels Blocs respectius i s’afegeix la formulació i nomenclatura de la química inorgànica. Aquesta nomenclatura es pot trobar en el llibre de formulació recomanat i al llibre de Química I (Edebé), hi ha un resum disponible al departament que heu de sol·licitar.

Orientacions:

Taula de Programació

Objectius:

Es tracta de repassar i consolidar els objectius definits en cadascuna de les unitats 1, 2 del Bloc 1 i 3 del Bloc 2; de tenir una visó de conjunt de tot el Bloc 1 i de repassar i ampliar la formulació de química inorgànica.

Orientacions:

Cal estudiar les unitats d'aquests Blocs tractant de tenir una visió de conjunt.

Cal repassar la formulació de química inorgànica donada amb anterioritat.