Química: Geometria, Espectroscòpia, Electroquímica i Solubilitat

Geometria Molecular i Espectroscòpia

Geometria de Lewis

• 2 enllaços: lineal
• 3 enllaços: triangular plana
• 4 enllaços: tetraèdrica
• 5 enllaços: bipiràmide trigonal
• 6 enllaços: octaèdrica

Valors IR

• C-H (alcans): 2970-2850 cm^-1
• C=C (alquens): 3095-3010 cm^-1
• C-O (alcohol, èters, àcids carboxílics, èsters): 1300-1050 cm^-1
• C=O (cetones, àcids carboxílics, èsters): 1760-1690 cm^-1
• CHO (aldehids): 2700-2800 cm^-1
• OH (alcohol): 3400 cm^-1

Teoria de l'Espectroscòpia Infraroja (IR)

La teoria de l'espectroscòpia IR es basa en la interacció d'una molècula amb la radiació infraroja per determinar quines freqüències absorbeix. Aquesta interacció provoca canvis en l'energia vibracional dels enllaços moleculars, passant de l'estat fonamental a estats excitats. L'espectre d'IR resultant mostra aquests canvis d'absorbància o transmitància a diferents freqüències, representades pel nombre d'ona, la longitud d'ona o la freqüència. Cada pic en l'espectre correspon a una transició vibracional específica dels enllaços de la molècula.

RMN

En RMN, un senyal més apantallat apareix més a prop de l'oxigen (O), mentre que un senyal desapantallat apareix més lluny de l'oxigen.

Electroquímica

Muntatge d'una Pila

Per muntar una pila, seguim els següents passos:

1. Agafem dos vasos de precipitats.
2. En un posem una solució de X i en l'altre una solució de Y.
3. A cada vas, col·loquem una placa metàl·lica de X i Y respectivament, submergides en les solucions (elèctrodes).
4. Connectem les plaques metàl·liques entre elles amb un fil conductor (amb un voltímetre opcionalment).
5. Tanquem el circuit amb un pont salí, un tub que connecta els vasos i que conté una solució aquosa d'un electròlit, tapat amb cotó a ambdós extrems.

L'ànode és negatiu i el càtode és positiu.

Parts d'una Cel·la Electrolítica

• Cel·la electrolítica: Conté la solució aquosa.
• Elèctrodes: Ànode (+) i càtode (-), on es produeixen les reaccions redox.
• Pila: Aporta energia i força la reacció química.

Càlculs en Electroquímica

1F = 96500 C

Exemple 1: Calcula la intensitat de corrent necessària per dipositar 10,72 g de cobalt en 33 minuts.

Resolució:

1. Calculem la càrrega (Q): 10,72 g Co x (1 mol Co / 59 g Co) x (2 mol e^- / 1 mol Co) x (96500 C / 1 mol e^-) = Q (C)
2. Calculem la intensitat (I): I = Q / t ; I = Q / (33 min x 60 s/min) = I (A)

Exemple 2: Una cel·la electrolítica conté una dissolució de nitrat de plata i una altra de clorur de ferro (II). Si al càtode de la primera cel·la s'han dipositat 1,3 g d'Ag, determina:

a) El corrent que hi ha circulat.

b) L'augment de massa a la segona cel·la.

Resolució:

a) Fem el mateix procediment que a l'exemple 1, però amb les dades de la plata.

b) Calculem l'augment de massa: resultat apartat a) x (1 mol e^- / 96500 C) x (1 mol Fe / 2 mol e^-) x (56 g Fe / 1 mol Fe) = massa de Fe (g)

Exemple 3: Calculeu la massa de magnesi que obtindrem si fem passar un corrent elèctric de 200 A durant 18 hores. (F = 9,65 x 10⁴ C/mol e^-)

Resolució:

1. Calculem el temps en segons: 18 h x 3600 s/h = 64800 s
2. Calculem la càrrega (Q): Q = I x t = 200 A x 64800 s = 1,296 x 10⁷ C
3. Calculem la massa de magnesi: 1,296 x 10⁷ C x (1 mol e^- / 9,65 x 10⁴ C) x (1 mol Mg / 2 mol e^-) x (24,3 g Mg / 1 mol Mg) = massa de Mg (g)

Notació d'una Pila

Exemple: (Pt) H₂ (1,01 x 10⁵ Pa) | H⁺ (1 M) || Ag⁺ (1 M) | Ag(s)

Reaccions:

• Càtode (+): Ag⁺ + e^- → Ag
• Ànode (-): H₂ → 2H⁺ + 2e^-

Càlcul del potencial estàndard de la pila (FEM): E^o_pila = E^o_càtode - E^o_ànode

Espontaneïtat de les Reaccions Redox

Una reacció redox és espontània quan:

• La FEM (E^o_pila) és positiva.
• ΔG
• E^o > 0

Fórmula: ΔG = -n x F x E^o

On:

• n = nombre d'electrons transferits
• F = constant de Faraday (96500 C/mol e^-)
• E^o = potencial estàndard de la pila

Solubilitat

Factors que afecten la solubilitat:

• Ió comú: En afegir una sal que aporta un ió comú a la dissolució, l'equilibri de solubilitat es desplaça cap a l'esquerra, afavorint la precipitació.
• Addició d'àcid: En afegir un àcid que reacciona amb la base feble del precipitat, es forma un altre compost, desplaçant l'equilibri de solubilitat cap a la dreta, dissolent el precipitat.
• Formació de complexos: En afegir un reactiu que forma un complex amb un dels ions del precipitat, l'equilibri de solubilitat es desplaça cap a la dreta, dissolent el precipitat.
• Addició d'aigua: En augmentar la quantitat de dissolvent, augmenta la capacitat de dissoldre el precipitat.

Precipitació

• Q s: No es forma precipitat
• Q = K_s: Equilibri
• Q > K_s: Es forma precipitat

Exemple K_s: L'hidròxid d'estany és molt insoluble; només se'n dissolen 2,6 x 10^-8 g per cada 100 mL d'aigua. Quin és el seu producte de solubilitat?

Resolució:

Sn(OH)₂ (s) ⇄ Sn²⁺ (aq) + 2OH^- (aq)

K_s = [Sn²⁺][OH^-]² = s x (2s)² = 4s³

s = 2,6 x 10^-8 g Sn(OH)₂ / 100 cm³ x (1000 cm³ / 1 dm³) x (1 mol Sn(OH)₂ / 150,7 g Sn(OH)₂) = 1,7 x 10^-9 M

K_s = 4 x (1,7 x 10^-9)³ = 2 x 10^-26

Exemple Q: L'aigua de consum domèstic d'un municipi és dura, ja que conté 50 mg/L d'ions calci. Es podria produir precipitació de fluorur de calci a les canonades de les cases si la concentració d'ions fluorur en aquesta aigua fos igual a la concentració màxima recomanada (1,5 mg/L)? (K_ps(CaF₂) = 3,2 x 10^-11)

Resolució:

a) Reacció: CaF₂(s) ⇄ Ca²⁺(aq) + 2F^-(aq)

K_ps = [Ca²⁺][F^-]² = 4s³

s = (K_ps / 4)^1/3 = (3,2 x 10^-11 / 4)^1/3 = 2,00 x 10^-4 mol/L

[F^-] = 4,00 x 10^-4 mol/L x (19 g F^- / 1 mol F^-) x (1000 mg F^- / 1 g F^-) = 7,6 mg/L

La concentració màxima recomanada de [F^-] és 1,5 mg/L.

b) Càlcul de Q:

[Ca²⁺]_o = 50 mg Ca / L x (1 g Ca / 1000 mg Ca) x (1 mol Ca / 40,0 g Ca) = 1,25 x 10^-3 M

[F^-]_o = 1,5 mg F^- / L x (1 g F^- / 1000 mg F^-) x (1 mol F^- / 19,0 g F^-) = 7,895 x 10^-5 M

Q = [Ca²⁺]_o[F^-]_o² = (1,25 x 10^-3) x (7,895 x 10^-5)² = 7,79 x 10^-12

Com que Q ps, no es forma precipitat.