Successfully reported this slideshow.
Your SlideShare is downloading. ×

Reaccions químiques 2

Ad
Ad
Ad
Ad
Ad
Ad
Ad
Ad
Ad
Ad
Ad
Upcoming SlideShare
Canvis quimics
Canvis quimics
Loading in …3
×

Check these out next

1 of 27 Ad

More Related Content

Advertisement
Advertisement

Reaccions químiques 2

  1. 1. REACCIONS  QUÍMIQUES  
  2. 2. COM  IDENTIFIQUEM  LES  SUBSTÀNCIES   Primer  cal  dir  que  per  substància  hem  d’entendre  substància   pura.  Ja  que  les  mescles  no  les  podem  denominar  com  a  tal.     Com  idenJfiquem  una  substància?     PER  LES  SEVES  PROPIETATS  CARACTERÍSTIQUES!!!   I  SÓN  AQUELLES  PROPIETATS  QUE  SÓN  ESPECÍFIQUES    I   CONSTANTS  PER  A  CADA  SUBSTÀNCIA.  PER  EXEMPLE:      De  Jpus  Osic:   De  Jpus  químic:   •  Punt  de  fusió.   •  Si  s’oxida.   •  Punt  d’ebullició.   •  Si  és  atacat  per  un  àcid  o  una   •  Calor  específica.   base.   •  Conduc8vitat   •  Si  desprèn  algun  gas,  quin.   elèctrica.   •  Si  ha  canviat  l’olor.   •  Densitat.   •  Si  és  o  no  soluble  en  aigua,  ...     •  El  color.   •  ...  .   •  ...  .  
  3. 3. REACCIONS  QUÍMIQUES   Definició  de  Reacció  Química:  una  RQ  és  un   procés  en  el  qual  desapareixen  unes   substàncies,  denominades  reacJus  i  se’n   formen  unes  de  noves  denominades   productes.   Com  sabem  que  s’ha  produït  una  reacció   química?   Molt  “fàcil”,  si  han  canviat  les  substàncies   perquè  se’n  han  format  unes  altres  de   noves,  aquestes  8ndran  UNES  PROPIETATS   CARACTERÍSTIQUES  DIFERENTS!!!  
  4. 4. Sabem  Interpretar  una  Reacció  Química  ajustada:   Com  exemple  agafarem  la  combus8ó  del  sulfur  de  carboni,  CS2,  que  és  un  líquid.        CS2  (  l  )  +  3    O2  (g  )  -­‐>    CO2  (g  )  +  2  SO2  (g  )     1)  1molècula  (CS2)  +  3  molècula  (O2)  -­‐>      1  molècula  (CO2)  +      2  molècules  (SO2)       2)        1mol  (CS2)                  +        3  mols  (O2)        -­‐>              1  mol  (CO2)          +      2  mols  (SO2)     3)        76g  (CS2)                    +        3x32g  (O2)        -­‐>                44g  (CO2)            +      2x  64g  (SO2)   Lleis  de  les  Reaccions  Químiques:   Ja  sabem  que  el  fet  d’ajustar  una  reacció  química,  una  equació   química,  porta  implícit  imposar  totes  les  lleis  de  les  reaccions   químiques  que  estudiarem  a  principi  de  curs.   1.  Llei  de  conservació  de  la  massa  de  Lavoisier.   2.  Llei  de  les  proporcions  constants  de  Proust.   3.  Llei  de  les  proporcions  múl8ples  de  Dalton.   4.  Llei  dels  volums  de  combinació  de  Gay  Lussac  
  5. 5. Reaccions  Químiques  amb  solucions:   També  sabem  que  la  majoria  de  RQ  que  es  fan  es  produeixen  entre   solucions.  Per  això,  a  l’hora  de  fer  càlculs  ESTEQUIOMÈTRICS,  a  més   d’ajustar  les  reaccions  químiques  haurem  de  tenir  en  compte  que  els   reac8us  no  tenen  una  concentració  del  100%,  sinó  que  tenen  una   concentració  determinada.  Per  tant  també  haurem  de  combinar  amb   les  RQ  les  diverses  unitats  de  les  concentracions  de  les  solucions,   principalment  la  molaritat.   El  reacJu  LIMITANT  i  rendiment  d’una  RQ  :   Quan  en  una  reacció  tots  els  reac8us  es  consumeixen  de  forma   complerta,  es  diu  que  els  reac8us  estan  en  proporcions   estequiomètriques.   En  canvi,  en  la  majoria  de  RQ  un  dels  reac8us  es  consumeix   totalment  mentre  que  els  altres  sobren.  El  reac8u  que  es  consumeix   totalment  i  para  la  RQ  es  diu  ReacJu  Limitant.     Algunes  vegades  també  8ndrem  en  compte  el  Rendiment  de  la  RQ.  
  6. 6. TIPUS  DE  REACCIONS  QUÍMIQUES   Essencialment  existeixen  els  següents  8pus   de  Reaccions  Químiques:     1.  Reaccions  entre  electròlits:   a.  Reaccions  de  Precipitació.   b. Reaccions  de  àcid  –  base.     2.  Reaccions  d’Oxidació  Reducció.    
  7. 7. QUÈ  SÓN  ELECTRÒLITS?     L’aigua  pura  té  pocs  ions  que  puguin  conduir  l’electricitat.  Però   alguns  soluts  quan  es  dissolen  en  aigua  es  dissocien  en  ions  fent  que   la  dissolució  aquosa  sigui  conductora,  aquests  soluts  es  denominen   ELECTRÒLITS.   Poden  detectar  la  presència  d’electròlits  en  solucions  mesurant  la   conduc8vitat  de  la  solució.  En  funció  d’aquesta  conduc8vitat  podem   classificar  les  substàncies  en:   •  NO  Electròlits:  les  que  no  són  conductores  en  solució.  No  es   dissocien  en  ions.   •  Electròlits  forts:  Solució  altament  conductora.  Totalment   dissociats  en  ions.   •  Electròlits  dèbils:  Solució  poc  conductora.  Poc  dissociats.   Generalment:   •  Totes  les  substàncies  iòniques  solubles  i  algunes  substàncies   moleculars  són  electròlits  forts.     •  La  majoria  de  compostos  moleculars  són,  o  no  electròlits  o   electròlits  dèbils.  
  8. 8. REACCIONS  DE  PRECIPITACIÓ   El  NaCl  és  una  substància  molt  soluble,  mentre  que  el  AgCl  és   pràc8cament  insoluble.  Les  Reaccions  de  Precipitació  es  produeixen   quan  es  combinen  determinats  anions  i  ca8ons  obtenint-­‐se  com  a   producte  un  sòlid  insoluble  que  rep  el  nom  de  Precipitat.   Les  reaccions  de  precipitació  s’u8litzen  per  determinar  la  presència   de  determinar  8pus  de  ions  dels  quals  sabem  que  les  seves  sals  no   són  solubles.   Exemple:              AgNO3(aq)  +  NaI(aq)  -­‐>  AgI(s)  +  NaNO3(aq)   Però  com  són  electròlits  forts,  estan  totalment  dissociats  i  tenim     Ag+(aq)+  NO3-­‐  (aq)+  Na+(aq)+  I-­‐(aq)  -­‐>  AgI(s)+  Na+(aq)+  NO3-­‐(aq)     Malgrat  tot  això,  la  majoria  de  ions  són  espectadors  i  no  par8cipen   en  cap  reacció  i  la  reacció  es  redueix  a:                Ag+(aq)+  I-­‐(aq)  -­‐>    AgI(s)    
  9. 9. Predicció  de  les  reaccions  de  precipitació:   Sense  fer  la  pràc8ca  de  laboratori  donar  una  predicció  del  que   passarà  en  una  possible  reacció  de  precipitació  és  dilcil  si  no  tenim   la  informació  següent:   Sempre  que  hi  ha  precipitació  desplaça  la  reacció  cap  el  precipitat.       1.  Compostos  solubles:     a.  Metalls  alcalins  del  grup  I,  el  ió  amoni  NH4+.     b.  Els  nitrats,  els  perclorats  i  els  acetats.   c.  Clorurs,  bromurs  i  iodurs,  excepte  Pb+2,  Ag+,  Hg2+  que  són   insolubles.   d.  Els  sulfats,  excepte  de  Sr2+,  Ba2+,  Pb2+,  Hg2+  que  són   insolubles.  El  sulfat  de  calci  CaSO4,  és  poc  soluble.     2.  Compostos  insolubles:   a.  Hidròxids,  menys  els  del  grup  I  i  NH4+.   b.  Sulfurs  menys  el  metalls  del  grup  II     c.  Carbonats  i  fosfats,  menys  els  metalls  grup  I  i  NH4+.  
  10. 10. Exemples  de  reaccions  de  precipitació:     Hi  haurà  precipitat  si  mesclem  les  següents  solucions  aquoses?        AgNO3  +  KBr      -­‐>    ??     Per  començar  és  millor  posar-­‐les  en  forma  iònica  que  és  com  estan  en   solució.           Ag+(aq)+  NO3-­‐(aq)+  K+(aq)  +  Br-­‐  (aq)      -­‐>      NO3-­‐(aq)+  K+(aq)  +  AgBr  (s)     Ja  que  el  bromur  de  plata  és  insoluble.  Per  tant,  en  resum,  la  reacció   és:          Ag+(aq)+  Br-­‐  (aq)      -­‐>      AgBr  (s)     Els  altres  ions  són  espectadors.  
  11. 11. ÀCIDS  I  BASES:         Els  àcids  i  les  bases  són  electròlits,  és  a  dir,  són  conductors  en  dissolució  aquosa.       Els  àcids:   •  Tenen  un  gust  agre  caracterís8c.   •  Resulten  irritants  i  piquen  sobre  la  pell.   •  Acoloreixen  de  color  vermell  el  paper  indicador.   •  Per  cada  8pus  d’indicador  donen  una  coloració  caracterís8ca.   •  Reaccionen  amb  els  metalls  donant  hidrogen.   •  Reaccionen  amb  els  materials  calcaris  donant  diòxid  de  carboni.   •  Anul·∙len  les  propietats  de  les  bases  de  les  bases  quan  es  combinen  amb  elles.             Les  Bases:   •  Tenen  gust  amargant.   •  Tenen  un  tacte  semblant  al  del  sabó  i  també  produeixen  cremades  a  la  pell.   •  Coloren  de  color  blau  el  paper  indicador.   •  Per  cada  8pus  d’indicador  donen  una  coloració  caracterís8ca.   •  Anul·∙len  les  propietats  dels  àcids  quan  es  combinen  amb  ells.       Substàncies  neutres:   Són  aquelles  que  no  presenten  el  comportament  caracterís8c  dels  àcids  ni  de  les  bases.  
  12. 12. ÀCIDS  I  BASES:  Teoria  d’Arrhenius   Àcids:  Són  substàncies  moleculars  (enllaç  covalent)  molt   polaritzades  d’elements  no  metàl·∙lics  amb  l’hidrogen.     En  el  cas  dels  oxàcids,  es  tracte  de  molècules  en  què  el  no   metall  està  rodejat  d’àtoms  d’oxigen  enllaçats  amb  el  no   metall  a  través  d’enllaços  covalents.  Finalment,  els   hidrògens  van  lligats  als  àtoms  d’oxigen  amb  un  enllaç   covalent  molt  polaritzats.    En  Si  no  hi  ha  polaritat  de  l’enllaç  no  hi  ha  comportament  àcid.   El  comportament  àcid,  segons  Arrhenius,  ve  determinat  per  la  facilitat  de  produir-­‐se  la   dissociació  de  la  molècula.  Aquest  comportament  és  accelerat  per  la  presència  d’aigua  que   reacciona  amb  l’àcid  de  la  següent  manera:     HI        +      H2O        -­‐>        H3O+    +      I-­‐       Cal  fixar-­‐se  que  l’àcid  sulfúric  es  ionitza  en  dos   HNO3    +  H2O          -­‐>          H3O+    +    NO3-­‐     etapes.         Aquesta  dissociació  explica  la  conduc8vitat  de   H2SO4  +  H2O          -­‐>          H3O+    +    H  SO4-­‐     les  dissolucions  dels  àcids  (són  electròlits).       H  SO4-­‐  +    H2O        =      H3O+    +    SO42-­‐    
  13. 13. Bases:  Són  substàncies  iòniques  o  moleculars.       Moltes  d’elles  són  hidròxids  que  en  dissolució  es  dissocien  de  la  manera   següent:   K(OH)            -­‐>          K+  +        OH-­‐       Ba(OH)2      -­‐>        Ba2+  +  2  OH-­‐       Com  més  iònica  sigui  la  unió  entre  el  grup  (OH-­‐)  i  el  metall,  més  forta  serà  la   base.  Cal  dir  que  no  tots  els  hidròxids  es  comporten  com  a  bases.       Altres  substàncies  iòniques,  com  l’òxid  de  calci  CaO,  també  es  comporten   com  a  bases:                      CaO    +  H2O    -­‐>      Ca(OH)2          -­‐>      Ca+2  +  2  OH-­‐       L’amoníac  que  és  una  substància  molecular  també  es  comporta  com  una  base   dèbil:       NH3    +  H2O  =    NH4+    +  OH-­‐  
  14. 14. DEFINICIÓ  D’ÀCIDS  I  BASES  SEGONS  LA  TEORIA  D’ARRHENIUS   ÀCIDS:  són  aquelles  substàncies  que  en   dissolució  aquosa  donen  ions  hidroni,   H3O+     BASES:  Són  aquelles  substàncies  que  en   dissolució  aquosa  donen  ions  hidròxid,   OH-­‐    
  15. 15. ÀCIDS  I  BASES  FORTES  I  ÀCIDS  I  BASES  FEBLES   El  grau  d’acidesa  depèn  de  la  concentració  de  ions  H3O+per  tant,  com  més  alta  sigui  la   concentració  d’hidronis,  més  àcida  serà  la  dissolució.  Ara,  de  què  depèn  aquesta   concentració:   De  la  concentració  de  l’àcid  en  la  dissolució.   Del  grau  de  dissociació  de  l’àcid,  és  a  dir,  de  quant  està  desplaçada  la  reacció  de   dissociació  de  l’àcid.                HClO4  +    H2O      -­‐>        H3O+      +    ClO4-­‐         Llavors  direm  que  un  àcid  és  fort  quan  la  seva  reacció  de  dissociació  està  totalment   desplaçada  cap  a  la  dreta  i  produeix  la  major  quanJtat  possible  de  ions  hidroni.        De  la  mateixa  manera  direm  que  una  base  és  forta  quan  la  seva  reacció  de   dissociació  està  totalment  desplaçada  cap  a  la  dreta.                              K(OH)        -­‐>          K+  +        OH-­‐        Per  contra,  direm  que  un  àcid  o  una  base  són  febles  quan  la  reacció  de  dissociació   està  poc  desplaçada  cap  a  la  dreta  i  existeix  un  equilibri  entre  l’estat  dissociat  i  el  no   dissociat.  
  16. 16. Llistat  d’àcids  i  bases  forts  i  febles     (*)  L’àcid  sulfúric  és  un  àcid  fort   en  la  primera  ionització.  La   reacció  està  totalment   desplaçada  cap  a  la  dreta,  com   indica  la  fletxa.       H2SO4  +  H2O          -­‐>      H3O+    +    HSO4-­‐         Però  en  la  segona  ionització,  el  ió   HSO4-­‐  es  comporta  com  a  àcid   feble  i  tan  sols  es  produeix   parcialment  la  reacció.       H  SO4-­‐  +    H2O        =      H3O+    +    SO42-­‐        
  17. 17. COMPORTAMENT  DE  L’AIGUA:  Producte  iònic.        L’aigua  pura  té  una  conducJvitat  molt  baixa  però  no  nul·∙la,  això  ens  fa  suposar  que   han  d’exisJr  ions  encara  que  sigui  en  concentracions  molt  baixes.  L’aigua  es  ionitza  de  la   següent  manera:            H2O    +  H2O    =    OH-­‐      +    H3O+       La  proporció  de  molècules  d’aigua  que  es  dissocien  és  molt  baixa,  de  l’ordre  d’una   molècula  per  cada  500  milions  de  molècules.  En  aigua  pura  a  25  ºC  la  concentració  és:   !H O+ # = !OH − # =10 −7 mol / l;(25ºC) " 3 $ " $ Per  espècies  en  dissolució,  com  ja  heu  vist,  uJlitzarem  aquest  símbol  especial  per  donar  la   molaritat.     Com  són  iguals  les  concentracions  dels  ions  hidroni  i  hidròxid,  tenim  que  l’aigua  pura  és   neutre.  Totes  les  substàncies  neutres  que  quan  es  dissolen  en  aigua  no  formin  ni  hidronis   ni  hidròxids  seran  neutres.       Es  defineix  per  a  les  dissolucions  aquoses  el  “Producte  iònic  de  l’aigua”,  Kw  ,  per:   !H O+ # x !OH − # =10 −14 mol 2 Kw = " 3 $ " $ l2
  18. 18. IMPORTANT!:  Sempre  es   compleix  que  el  producte  de   les  concentracions  dels  ions   hidroni  i  hidròxid  dóna  el   mateix:   !H O+ #!x !OH − # =10 −14 mol 2 " 3 $ " $ l2 Quan  afegim  ions  hidroni  a   una  dissolució  la  concentració   de  ions  hidròxid  ha  de  baixar   de  manera  que  el  producte  del   dos  sigui  igualment  10-­‐14.  
  19. 19. Dissolucions  neutres,  àcides  i  bàsiques   Direm:   Que  una  dissolució  és  neutre  si  la  concentració  de  ions  hidroni,  H3O+,  és  igual  a  la   concentració  de  ions  hidròxid,  OH-­‐.   !H O+ # = !OH − # =10 −7 mol / l;(25ºC) " 3 $ " $ Que  la  dissolució  és  àcida  si  la  concentració  de  ions  hidroni  és  superior  a  la  de  ions   hidròxid.   !H O+ # > !OH − # " 3 $ " $ PERÒ  ES  SEGUEIX  COMPLINT  à   !H O+ # x !OH − # =10 −14 " 3 $ " $ Que  la  dissolució  és  bàsica  si  la  concentració  de  ions  hidròxid  és  superior  a  la  de  ions   hidroni   "OH − $ > "H O+ $ # % # 3 % PERÒ  ES  SEGUEIX  COMPLINT  à   !H O+ # x !OH − # =10 −14 " 3 $ " $
  20. 20. NOTA:  La  constant  d’equilibri  de  l’aigua,  Kw,  augmenta  el  seu  valor  a   mida  que  augmenta  la  temperatura.  Així  tenim  que  una  dissolució  a   37ºC,  la  Kw  val  2,38x10-­‐14,  per  exemple  en  el  cos  humà,  la  qual  cosa   implica  que  la  concentració  de  ions  hidroni  i  hidròxid,  en  cas  de  ser   neutre,  seria:   + − !H O# = !OH # =1,54x10 −7 "mol/litre " 3 $ " $ i  el  valor  del  pH  neutre  a  aquesta  temperatura  seria:   pH = 6,8
  21. 21. GRAU  D’ACIDESA:  Concepte  de  pH.        Com  ja  hem  dit,  el  grau  d’acidesa  depèn  de  la  concentració  de   ions  hidroni  i  per  facilitar  la  seva  mesura,  uJlitzem  el  concepte  de   pH  que  és  un  operador  matemàJc  definit  per:   pH = −log!H3O+ # " $ Escala  convencional  va  d’1  a  14.  A  25ºC,  el  7  és  el  pH  de  les   substàncies  neutres,  les  àcides  tenen  valors  del  pH  inferiors  a  7  i  les   bàsiques  superiors  a  7.        Aquesta  escala  està  dissenyada  per  dissolucions  que  mai  no   superin  una  concentració  de  ions  hidroni  1  molar.  Per  a  valors   superiors  de  la  concentració,  és  a  dir,  M>1  molar,  el  pH  dóna   negaJu.  De  la  mateixa  manera,  quan  la  concentració  de  ions   hidròxids  és  superior  a  1  molar,  el  pH  pren  valors  superiors  a  14.  
  22. 22. REACCIONS  ÀCID  –  BASE   Reaccions  de  neutralització:   La  reacció  entre  un  àcid  i  una  base  dóna  com  resultat  la  formació   d’aigua  i  una  dissolució  aquosa  d’un  compost  iònic  que  denominem   sal:          H3O+  (aq)+  Cl-­‐  (aq)  +  Na+(aq)+  (OH)-­‐(aq)  -­‐>    Na+(aq)  +  Cl-­‐(aq)  +  2  H2O   àcid   base   sal   aigua   El  cas  que  acabem  de  veure  es  tracta  d’una  reacció  de  neutralització   entre  un  àcid  i  una  base  forta.  Si  ens  hi  fixem,  la  reacció  neta  és  la   formació  d’aigua  a  parEr  del  ions  hidroni  i  hidròxid.     Ara  anem  a  veure  quan  per  exemple  intervé  una  base  dèbil  com   l’amoníac:    H3O+  (aq)+  Cl-­‐  (aq)  +  NH3(aq)        -­‐>        NH4+  (aq)+  Cl-­‐  (aq)+  H2O  (l)   En  aquest  segon  cas,  la  reacció  neta  és  l’equació:                          H3O+  (aq)  +  NH3(aq)        -­‐>        NH4+  (aq)  +  H2O  (l)  
  23. 23. ALTRES  REACCIONS  DELS  ÀCIDS   Reacció  d’un  àcid  amb  un  metall:     La  reacció:  Mg  +  2  HCl  -­‐>  MgCl2+  H2      ;  en  realitat  és:        Mg(s)  +  2  H3O+  +  2  Cl-­‐  (aq)    -­‐>    Mg+2(aq)  +  2  Cl-­‐  (aq)  +  H2(g)+  2H2O(l)               La  reacció  es                                              Mg(s)+    2H O+  -­‐>  Mg+2(aq)+  H (g)+  2H O(l)         3 2 2 resumeix  a       Reacció  d’un  àcid  amb  una  roca  calcària,  un  carbonat  de  calci.        CaCO3  +    2  HCl  -­‐>    CaCl2  +  CO2  +    H2O     CaCO3(s)+  2H3O+(aq)+  2Cl-­‐(aq)  -­‐>    Ca2+(aq)+  2  Cl-­‐(aq)+  CO2(g)+  2  H2O(l)     Ara,  la  reacció  es  resumeix  a                                            CO3-­‐  +  2H3O+  -­‐>      CO2  +  3H2O      
  24. 24. REACCIONS  D’OXIDACIÓ  –  REDUCCIÓ  (Redox)     Són  reaccions  en  què  hi  ha  elements  que  al  passar  de  reac8us  a   productes  canvien  el  seu  Estat  d’Oxidació.  Per  exemple,  el  ferro  es   treu  d’un  mineral  molt  ric  en  aquest  element,  que  és  l’hema8tes,   Fe2O3,  la  reacció  és  la  següent:                        Fe2O3  (s)+  CO  (g)    -­‐>      Fe  (l)  +    CO2(g)      a  alta  temperatura.       L’estat  d’oxidació  dels  elements  en  els  reac8us  són:              Fe=  +3  ;    C=+2  i  O=-­‐2     En  els  productes  els  estats  d’oxidació  són:            Fe=  0  ;      C=+4    i    O=-­‐2     El  ferro  ha  passat  de  +3  a  0,  llavors  direm  que  el  ferro  s’ha  REDUÏT.   El  carboni  ha  passat  de  +2  a  +4,  llavors  direm  que  el  carboni  s’ha   OXIDAT.  
  25. 25. REACCIONS  D’OXIDACIÓ  –  REDUCCIÓ  (Redox)   Les  reaccions  d’oxidació,  en  parJcular,  les  de  combusJó  són  Redox             -­‐    CH4  +  2  O2    -­‐>    CO2  +  2  H2O       •  La  reducció:        O20    +  4  e      -­‐>      2  O-­‐2     •  L’oxidació:    C-­‐4          -­‐>        C+4+  8  e   SelecJvitat  setembre  -­‐96,:  És  REDOX?.    (NH4)2CO3  +  Q  =  NH4HCO3  +  NH3     OXIDACIÓ:  Direm  que  un  element  s’oxida  quan  el  seu  nombre   d’oxidació  augmenta.  És  a  dir,  deixa  anar  electrons,  per  tant  han   d'aparèixer  en  el  costat  dret  de  la  semireacció.   REDUCCIÓ:  Direm  que  un  element  es  redueix  quan  el  seu  nombre   d’oxidació  disminueix.  És  a  dir  ,  capta  electrons  i  aquests  han   d’estar  al  costat  esquerra  de  la  semireacció.  
  26. 26. Energia  en  les  reaccions  Químiques:       L’energia  interna  d’una  substància  es  pot  considerar  com  la  suma  de  les  energies  cinè8ca,   associada  al  seu  estat  de  vibració,  i  potencial,  associada  a  les  forces  electromagnè8ques  que   existeixen  entre  els  àtoms  o  ions  d’aquella  substància.   En  general,  l’energia  potencial  dels  productes  és  diferent  de  la  dels  reac8us  ja  que  les  seves   unions  seran  diferents.  També  passarà  el  mateix  amb  les  energies  cinè8ques  principalment   degut  als  canvis  de  temperatura  que  es  produeixen  en  una  reacció  química.  Aquest  dos  fets   es  produeixen  simultàniament.     ENERGIA  D’ACTIVACIÓ:   ! Tan  sols  cal  donar-­‐la  per   iniciar  la  reacció   REACCIÓ  EXOTÈRMICA   REACCIÓ  ENDOTÈRMICA   exotèrmica.  
  27. 27. Mecanisme  energèJc  de  les  reaccions  químiques:   •  Per  trencar  les  unions  entre  àtoms,  és  a  dir,  els  enllaços  entre  àtoms  que  formen   molècules  o  xarxes  d’estructures  gegants,  cal  donar  energia  al  sistema.     •  Per  contra,  quan  es  formen  els  enllaços  de  molècules  o  estructures  gegants  es  desprèn   energia.     •  Exemple:  En  la  reacció  següent  cal  trencar  els  enllaços  de  les  molècules  de  nitrogen,  N2,  i   oxigen  ,  O2  per  formar  dues  molècules  de  monòxid  de  nitrogen.   N 2 (g) + O2 (g) --> 2 NO Aquesta  reacció  requereix  energia  per  trencar  les  molècules  N2  i  O2  ,  i  després  es  desprèn   energia  quan  es  forma  la  molècula  de  NO.  En  aquest  cas  es  desprèn  més  energia  en  la   formació  de  NO  que  la  que  es  necessita  per  rompre  les  molècules  de  N2  i  O2.  Llavors   aquesta  reacció  desprendrà  energia  i  direm  que  és  EXOTÈRMICA.   1 1 Per 1 mol d’NO N 2 + O2 → NO + 90,25 kJ 2 2 Si  la  reacció  es  realitza  en  sen8t  contrari,   NO + 90, 25kJ → 1 1 N 2 + O2 serà  ENDOTÈRMICA    i  caldrà  donar  energia   2 2

×