Introducció a les Reaccions químiques . 1r de batxillerat

1. REACCIONS
QUÍMIQUES

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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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