1. UD 1:
ESTRUCTURA DE LA MATÈRIA
1r Batxillerat
curs 2014-15

2. Continguts:
•Conceptes fonamentals
•Propietats i classificació de la matèria
• Evolució històrica de les lleis ponderals:
-Llei de Lavoisier
-LLei de Proust
-Llei de Dalton
-Lleis volumétriques
•Teoria atòmica de Dalton
•Hipòtesis d’Avogadro
• El mol
!
!

3. 0. Conceptes fonamentals
La matèria és tot allò que té massa i ocupa un volum
La física i la química són ciències experimentals que
estudien la matèria
La física estudia els canvis que experimenta la matèria
sense que s’alteri la seva naturalesa
La química estudia la composició de la matèria i els
canvis quan s’altera la naturalesa.

4. 1. Propietats i classificació de la matèria

5. matèria
mescles
heterogènies homogènies
Substància
pura
substància
simple
( o element)
compost
es poden descomposar en
substàncies simples
per processos químics
Els components d’una
mescla es poden separar per
processos físics : filtració,
d e c a n t a c i ó ,
sedimentació,destil·lació,
extracció...

6. substàncies pures:
-composicio fixa
-propietats carcaterístiques (p.f, p.eb, densitat...)
element compost
-no es poden
descompondre en
substàncies més senzilles
-ordenats a la taula
periòdica
- es poden descompndre
en substàncies més
senzilles (processos
químics)
-es representen per
fórmules químiques

7. 2. Evolució històrica de les lleis ponderals:
S XVIII, es tenia coneixement de processos en els quals la
matèria guanyava o perdia massa. (combustió, calcinació)
Llei de conservació de la massa ( o de Lavoisier)
Lavoisier, a partir dels resultats obtinguts en la seva recerca en
les reaccions químiques establir La llei de conservció de la
massa en les RQ
Reacció química
!
A+ B→C + D!
En una reacció química la massa dels reactius és la mateixa
que la dels productes( la matèria no es crea ni es destrueix,
es transforma)

8. Exemple:
S + Fe FeS

9. Llei de les proporcions definides ( o llei de Proust)
Sempre que dos elements o més es combinen per formar
un mateix compost, ho fan en una proporció de masses
constant
pàg 15
ex 8 i 9

10. Llei de les proporcions múltiples( o llei de Dalton)
Quan dos elements es combinen per formar més d’un
compost, les quantitats d’un dels elements que es
combinen amb una quantitat fixa de l’altre guarden entre
sí una relació de nombres enters senzills
pàg 26
ex 32,34

11. Llei dels volums de combinació.(Llei de Gay-Lusssac)
Els volums dels gasos que intervenen en una reacció
química (mesurats en les mateixes condicions de P i
T),estan en una relació de nombres enters senzills.
!

12. 3. Teoria atòmica de Dalton
!
John Dalton, anglès, publicà entre 1808 i 1810 una teoria que
intentava explicar totes les lleis de les Rx químiques descobertes fins
el moment.
!
Hipòtesis de la teoria atòmica de Dalton
1.La matèria està formada per àtoms indivisibles i inalterables.
2.Les substàncies compostes estan formades per àtoms
compostos (que avui anomenem molècules).
3.Tots els àtoms d’una substància són idèntics i, per tant, tenen
la mateixa massa i les mateixes propietats.
4.Els àtoms de substàncies diferents tenen masses diferents i
també les altres propietats.
!
5.Quan es produeix una RQ, els àtoms, com són
inalterables, ni es creen ni es destrueixen, tan
sols s’agrupen d’una altra manera.

13. !
Aquesta interpretació, a més, posa de
manifest la llei de conservació de la massa i
la relació en què es combinen les seves
masses. És a dir, la teoria de Dalton dóna
una explicació a les dues lleis experimentals
més importants de les reaccions químiques,
la llei de Lavoisier i la llei de Proust
Malgrat els avenços de la teoria, ara sabem que algunes de les seves hipòtesi
no eren correctes. A més, Dalton tenia algunes concepcions de la matèria
que no li van permetre trobar explicacions satisfactòries a alguns fenòmens.
a. Dalton suposava que els gasos estaven formats per
àtoms en contacte, no admetia l’existència del buit
entre els àtoms, i estaven en repòs. Això implicava que
el volum dels gasos depenia de la grandària dels
àtoms o molècules. Aquesta creença tenia sèries
dificultats per explicar la compressió i/o expansió dels
gasos. !

14. b.La regla de la màxima simplicitat sempre que dos elements es combinen per a
donar un únic compost aquesta serà sempre la més simple. Si hi ha la possibilitat
que donin més d’un compost, llavors les combinacions possibles seran la binària i
la ternària.
Aquesta segona idea feia que Dalton imagines molècules que no eren correctes. L’estudi
dels gasos, per part de Gay-Lussac va posar de manifest alguns d’aquests errors. Això
ho podem veure en la reacció de formació de l’aigua:
Dalton ho imaginava així: H + O -> HO
!
Gay-Lussac trobà experimentalment que
!

15. 4. Hipòtesi d’Avogadro
Hipòesti d’Avogadro (1811)
En les mateixes condicions de pressió i temperatura, els volums iguals de
gasos diferents tenen el mateix nombre de molècules
El volum que ocupa un gas depèn fonamentalment de la distància entre
les molècules i no de la grandària d’elles, que és irrellevant pel que fa al
volum ocupat per el gas.
!
Això implica que si, en les mateixes condicions de pressió i temperatura, un gas
té el doble de volum que un altre el primer tindrà el doble de molècules que el
segon. Això és el que passa en la reacció de formació de l’aigua :
!
Això no és possible!

16. Avogadro soluciona el problema introduint el concepte de molècula, el que dur a
diferenciar entre molècula i àtom, encara que es tractés de substàncies simples. Així
és dóna cabuda a molècules del tipus Cl2, H2, O2.
!
Interpretació d’Avogadro de la formació de l’aigua a partir d’hidrogen i oxigen.
!
!
D’aquesta manera, es satisfan la Llei de la conservació de la massa i la llei dels volums
de combinació de Gay-Lussac.
La hipòtesi d’Avogadro també explica el per què tots els gasos es dilaten de la mateixa
manera (Llei de Gay-Lussac de la dilatació de gasos).

17. Segons Dalton Actualment sabem
Hidrogen H H2
Oxigen O O2
Clor Cl Cl2
!
Aigua HO H2O
!
Amoníac NH NH3
!
Òxid (N) NO NO
!
Òxid (N) NO2 NO2

18. 5.El mol
Tenim com unitat arbitrària per mesurar les masses del àtoms la “Unitat Atòmica
de Massa”. A més, sabem que la relació d’aquesta unitat amb la unitat internacional
de massa és:
1 u = 1,66x10-27kg= 1,66x10-24g.
Si volem controlar les masses de les diverses substàncies que intervenen en
una reacció química és impossible fer-ho a nivell de molècules, és a dir, en un
laboratori normal amb una balança és impossible mesurar la massa d’una molècula.
Però, podria ser molt útil utilitzar un número molt gran de partícules, molècules en
aquest cas, de manera que la seva massa fos de l’ordre dels grams. És a dir, una
massa fàcilment mesurable en un laboratori qualsevol. Aquesta és una gran idea,
però cal posar-nos d’acord en quin ha de ser aquest enorme número de molècules.

19. Exemple 1: Si la massa d’un àtom d’hidrogen és 1 u quina quantitat d’àtoms hem
de tenir per aconseguir que la seva massa sigui de 1 g?. És un càlcul que no és
difícil ja que sabem la relació entre u i els grams.
La massa d’un àtom d’hidrogen = 1 u = 1,66·10-24g
N atomsH
( )
gH
atomH A
g
1
1
1,66.10
24 = −
!
NA=6,022·1023 àtoms d’hidrogen.

20. Exemple 2: Sabem que la massa atòmica relativa del clor és Ar(Cl)=35,5. quants
àtoms de clor hem de tenir per aconseguir una massa de 35,5 gram de clor?.
Per fer-ho, cal repetir exactament el que hem fet amb l’hidrogen:
La massa d’un àtom de clor és = 35,5 u = 35,5 · 1,66·10-24g
N atomsCl
( )
gCl
atomCl A
1
x g
35,5
35,5 1,66.10
24 = −
torna a donar NA=6,022·1023 àtoms de clor

21. Exemple 3: El mateix podem fer amb molècules, per exemple les de la reacció
anterior:
La massa d’una molècula d’hidrogen, H2, = 2 u = 2 x 1,66·10-24g d’hidrogen
moleculaH = A −
N moleculesH
( )
2
2
24
2
2
1
2 1,66.10
gH
x g
NA = 6,022·1023 molècules d’hidrogen, H2
Exemple 4: realitza els càlculs en el cas de l’amoníac,NH3

22. En tots els casos ens trobem que sempre necessitem el mateix nombre de
molècules o àtoms per a tenir una massa en grams numèricament igual a la
massa de la molècula o àtom expressada en u.
!
A la quantitat NA igual a 6,022·1023 rep el nom de constant d’Avogadro.
Això ens permet fer una doble interpretació de la reacció de formació del clorur
d’hidrogen
H2 + Cl2 -> 2 HCl
- una molècula d’hidrogen, H2, reacciona amb una molècula de clor, Cl2, per donar
dos molècules de clorur d’hidrogen, HCl.
- NA molècules d’hidrogen reaccionen amb NA molècules de clor per donar 2xNA
molècules de clorur d’hidrogen.

23. Mol: és la quantitat de matèria que conté el nombre
d’Avogadro de partícules ( ja siguin molècules,
àtoms, ions)
Per tant:
- En un mol d’hidrogen, H, hi ha 6,022x1023 àtoms d’hidrogen i la seva massa és
de 1 gram.
- En un mol de molècules d’hidrogen, H2, hi ha 6,022x1023 molècules d’hidrogen i
la seva massa és de 2 grams.
- En un mol de carboni, C, hi ha 6,022x1023 àtoms carboni i la seva massa és de
12 grams.
- En un mol de molècules d’oxigen, O2, hi ha 6,022x1023 molècules d’oxigen i la
seva massa és de 32 grams.
- En un mol de metà, CH4, hi ha 6,022x1023 molècules de metà i tenen una massa
16 grams.

24. Així, podem interpretar les reaccions químiques en termes de mols, i realitzar
càlculs de les masses dels reactius i productes
!
H2 + Cl2 -> 2 HCl
1mol H2 + 1 mol Cl2 -> 2 mols HCl
Això ens permet establir la següent relació entre masses:
2,0 g H2 + 71,0 g Cl2 -> 2 x 36,5 g HCl
Resum:
Ara podem fer les següents interpretacions d’una reacció química, totes elles
vàlides:
1. 1 molècula de H2 + 1 molècula de Cl2 -> 2 molècules de clorur d’hidrogen.
2. 1 mol de H2 + 1 mol de Cl2 -> 2 mols de clorur d’hidrogen.
3. 2,0 g H2 + 71,0 g Cl2 -> 2 x 36,5 g HCl