QuÍmiCA - ies cap de llevant

QuÍmiCA 

Antoine Lavoisier, 

1743 -1794 

IES Cap de LLevant 

Departament de física i química 

ÍNDEX 

4t d’ESO

IES CAP DE LLEVANT 

Departament de Física i Química. 

Pàg. 

Tema 1: FORMULACIÓ 

• Formulació Química inorgànica. 03 

• Exercicis 11 i 14 

• Exercicis resolts 17 

Tema 2: INTRODUCCIÓ AL CONCEPTE DE MOL 

• Masses relatives 20 

• La unitat de massa atòmica. 21 

• El Mol 22 

• Masses molars 26 

• Exercicis 28 

• Exercicis resolts 30 

Tema 3: SOLUCIONS 

• Concentració de solucions 32 

• Exemple de càlcul de concentracions 32 i 33 

• Exercicis 34 

Tema 4: REACCIONS QUÍMIQUES 

• Introducció 35 

• Interpretació de la Reacció Química. 36 

• Un poc d’història. 

Lleis de les reaccions químiques 37 

• Idees bàsiques sobre les reaccions químiques 38 

• Ajustar reaccions químiques. Ampliació. 39 

• Alguns tipus de reaccions químiques 40 

• Àcids i bases 42 

• Problemes 43 

• Taula Periòdica 40 

Exàmens d’altres cursos 47 

Taula Periòdica dels elements 54 

2



Substàncies simples i composts. 

FORMULACIÓ 

Sabem que les substàncies ( sempre que parlem de substàncies ens referim a substàncies 

pures) són aquelles que tenen propietats característiques constants. També ho podem 

pensar com segueix: una substància pura és aquella que agafem la massa que agafem 

sempre hi ha els mateixos elements i en la mateixa proporció. Per exemple, si agafem 

sodi, Na, tots els àtoms són de sodi. Si agafem aigua en qualsevol proporció, trobem que 

tan sols hi ha àtoms d’hidrogen i d’oxigen i sempre en la proporció de dos d’hidrogen 

per cada un d’oxigen. 

A més, les substàncies poden ser simples o compost. Recordem de l’any passat la 

diferència entre una substància simple i un compost. 

Substància simple: són aquelles substàncies formades per àtoms d’un sol element. 

Això implica que no es poden descompondre en altres elements. Exemples de 

substàncies simples poden ser, el ferro, el sodi, l’oxigen, O2, l’alumini, l’or, ... . 

Compost: és una substància pura formada per més d’un element. Per tant, una 

substància compost és possible descompondre-la. L’aigua, la sal de cuina, NaCl, el gas 

metà, l’amoníac, ... , són exemples de substàncies compost prou familiars. 

Les reaccions de descomposició són les mateixes que les reaccions de formació, però 

realitzades en sentit contrari. Per exemple: 

2 H2O -> 2H2 + O2 

2 NH3 -> N2 + 3 H2 

2 NaCl -> 2 Na + Cl2 

Altres substàncies, formades per més de dos elements, com per exemple el carbonat de 

coure, CuCO3, tenen un procés de descomposició que no és, en primer terme, en els 

seus elements i dóna la seva descomposició òxid de coure, CuO, i diòxid de carboni, 

CO2. Per arribar als elements hauríem de seguir en la descomposició d’aquestes 

substàncies. 

Tot això està molt bé, però com podem saber quins són els compostos que existeixen? 

com els podem escriure correctament, és a dir, com els podem formular? Com podem 

saber que el carbonat de coure té la fórmula, CuCO3, i per què quan es descompon dóna 

CuO i no dóna CuO2 (que no existeix)? I per què dóna diòxid de carboni, CO2, i no 

dona CO3 (tampoc existeix)?. 

No sé si aquest any podrem contestar a totes aquestes preguntes, però farem una primera 

aproximació. 

3



Tornem a la taula periòdica: Recordem que els elements de la taula estan ordenats en 

grups i períodes, i que tots els elements d’un mateix període tenen propietats químiques 

semblants. També sabíem que tots elements d’un mateix grup tenen una estructura 

electrònica semblant. Aquestes dues característiques ens van duu a concloure que les 

propietats químiques eren degudes als electrons de l’última capa de l’àtom. 

Per altra banda, sabem que la majoria dels elements a la natura no els trobem sols en 

forma atòmica, excepte els gasos nobles, això vol dir que els àtoms es troben en situació 

més estable si estan lligats, amb altres àtoms del mateix element o amb àtoms diferents, 

que si estan sols. Llavors, ens preguntem, quina és la regla que segueixen els àtoms per 

ser més estables?. La resposta és que els àtoms tenen tendència a adquirir estructura 

electrònica de gas noble. Recordem que els gasos nobles són aquells que tenen la seva 

última capa complerta. 

A fi d’aconseguir l’estructura de gas noble els àtoms poden compartir, donar o prendre 

electrons d’altres àtoms. Anem a veure alguns exemples senzills: 

Els metalls tenen tendència a perdre electrons: 

Elements del grup 1 : tenen un electró a la seva última capa i si el perden es 

queden amb l’estructura del gas noble que tenen més proper. Això fa que 

l’element es quedi amb una càrrega positiva ja que en el nucli segueixen el 

mateixos protons. Així tenim: 

K -> 1 e - + K + (ió potassi) 

K + rep el nom de ió o catió potassi. La formació d’aquest ió sempre és més fàcil 

si hi ha algun element que estigui disposat a prendre l’electró. 

El elements del grup 2: tenen dos electrons a la seva última capa. El seu 

comportament és semblant als elements del primer grup. 

Mg -> 2 e - + Mg 2+ (ió o catió magnesi) 

Els elements dels grups 3 a 12, que corresponen als elements de transició tenen 

un comportament més complex i presenten diversos ions. Per exemple: 

Fe -> 2 e - + Fe 2+ (catió ferro II) ; Fe 3 e - + Fe 3+ (catió ferro III) 

Pels elements d’aquests grups no hi ha una regla senzilla. 

Els no metalls tenen tendència a guanyar electrons: 

Els elements del grup 17 : els falta 1 electró per completar la seva última capa i 

tenen tendència a prendre 1 electró per completar-la. 

Cl + 1e - -> Cl - (clorur) 

4



Els elements del grup 16: els falten dos electrons per completar la seva última 

capa. Així, per exemple, l’oxigen 

O + 2e - -> O 2- (òxid) 

S + 2e - -> S 2- (sulfur) 

A1. Indica els ions que formaran els següents elements: Na , Mg , F , Br , Ca . 

A2. Posa els noms als següents ions: Cu 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , I - , Te 2- . 

Quan es troben àtoms, uns amb tendència perdre electrons i els altres àtoms amb 

tendència a guanyar electrons, per exemple, el potassi i el clor, fàcilment l’electró del 

potassi el guanyarà el clor i tindrem dos ions amb càrregues de signe contrari, K + i Cl - . 

Llavors apareix una força elèctrica que uneix tots els ions que hi pugui haver, formant 

així una estructura gegant en la qual hi haurà un proporció igual d’àtoms de cada tipus. 

Per això, l’estructura gegant no tindria càrrega neta i representem l’estructura per la 

fórmula “KCl”. 

A3. Aplicant el criteri que els electrons que deixen un àtoms ha de ser igual al 

número d’electrons que capten altres, Indica la fórmula que tindria un compost format 

per: sodi i sofre ; calci i oxigen ; magnesi i clor ; alumini i oxigen . 

Encara que aquí hem posat alguns exemples senzills en què és cert el que hem dit que 

uns àtoms perden electrons i els altres els guanyen, la realitat és que no és una regla 

generalitzable. Hi ha molts casos en què els electrons no són cedits i sí són compartits 

pels àtoms veïns que s’ajunten. Això passa en molècules com H2, O2, Cl2, N2, CO2, 

CH4, ... . Altres vegades, enormes quantitats d’àtoms metàl·lics d’un mateix element 

s’ajunten per fer una comunitat en què es comparteixen tots els electrons (tot això 

s’estudia en la teoria d’enllaç que no veurem aquest any). 

Formulació 

Malgrat l’explicació de com es formen els compostos és complexa, resulta útil, encara 

que no tengui un fonament rigorós, el concepte de NÚMERO O ESTAT 

D’OXIDACIÓ. Aquest número està relacionat amb el número d’electrons que un àtom 

perd, guanya o que sembla que utilitza per unir-se a altres àtoms. 

Així, podem deduir que el número d’oxidació dels elements del grup 1 és +1, ja que 

perden un electró. El número d’oxidació dels elements del grup 2 és +2, ja que perden 2 

electrons. Per altra banda, els del grup 17, tindran número d’oxidació -1, i els dels grup 

16 tindran un número d’oxidació de -2. 

Però com no tot és tan fàcil, a fi de sistematitzar la formulació, donarem els números 

d’oxidació dels elements químicament més importants. 

5



H + 1 

- 1 

Li 

Na 

K 

Rb 

Cs 

+1 

Be 

Mg 

Ca 

Sr 

Ba 

Ra 

+2 

B 

Al 

+3 

C 

+4, +2, 

-4 

Si 

+4, -4 

Sn 

+4, +2 

Pb 

+4, +2 

N 

+5, +4, 

+3, +2, 

+1, -3 

P 

+5, +3, 

- 3 

As 

+5, +3 

-3 

O 

-2 

S 

+6, +4 

-2 

Se 

+6, +4, 

-2 

Pels elements de transició donarem alguns valors dels més importants: 

Ti +4 

Mn +7, +6, 

+4 +3, +2 

Cr +6, +5, 

+4 +3, +2. 

Fe +2, +3 

Co +2, +3 

Ni +2, +3 

Cu +1, +2 

Hg +1, +2 

F 

-1 

Cl 

+7, +5, 

+3, +1, -1 

Br 

+7, +5, +3, 

+1, -1 

I 

+7, +5, +3, 

+1, -1 

Zn +2 

Ag +1 

És important fixar-se que mentre un element pot tenir diversos números d’oxidació 

positius, això passa tant en metalls com en no metalls, els nombres d’oxidació negatius 

tan sols els tenen els no metalls i són ÚNICS. 

ALGUNES REGLES PER FORMULAR 

1. L’estat d’oxidació, E.O., d’un àtom individual en un element sense combinar és 

“0”. 

2. La suma dels estats d’oxidació de tots els àtoms en: 

a. Una espècia neutre, àtom aïllat, molècula, ha de ser zero. 

b. En un ió, atòmic o molecular, ha de ser igual a la càrrega del ió. 

3. Quan formulem compostos binaris els elements que el formen tindran números 

d’oxidació de signes contraris. 

4. Sempre actuarà amb número d’oxidació negatiu l’element que estigui més a la 

dreta i més amunt de la taula periòdica. 

5. Es posa davant l’element que té el número d’oxidació positiu i darrera el 

número d’oxidació negatiu. A continuació s’intercanvien els números 

d’oxidació. 

A4: Indica el nombre d’oxidació de les següents entitats químiques: Fe; O2; NH3; Na + ; 

(SO4) 2- . 

A5: En la taula dels nombres d’oxidació, observa els nombres d’oxidació del mercuri i 

de l’oxigen. Quina combinació d’aquests àtoms pots fer per formar un compost amb 

nombre d’oxidació conjunt zero?. 

6



ÒXIDS: 

De metalls: Metall (número d’oxidació +) + Oxigen (número d’oxidació -2) 

Na (+1) + O (-2) -> Na2O (Això, no representa cap reacció química) 

Na2O Òxid de sodi 

Mg (+2) + O (-2) -> Mg2O2 si es pot es simplifica -> MgO 

MgO Òxid de magnesi 

Fe (+3) + O (-2) -> Fe2O3 òxid de ferro 3 

Fe (+2) + O (-2) -> Fe2O2 simplifiquem FeO òxid de ferro 2 

Aquesta denominació dels òxids de metalls es diu d’Stokes. 

De NO metalls: No metall (número d’oxidació +) + oxigen (-2) 

C (+4) + O (-2) -> C2O4 simplifiquem -> CO2 Diòxid de carboni. 

C (+2) + O (-2) -> CO Monòxid de carboni 

N (5) + O (-2) -> N2O5 Pentaòxid de dinitrogen 

N (4) + O (-2) -> N2O4 simplifiquem NO2 Diòxid de nitrogen 

N(3) + O (-2) -> N2O3 Triòxid de dinitrogen 

N (2) + O (-2) -> NO Monòxid de nitrogen 

N (1) + O (-2) -> N2O Monòxid de dinitrogen 

La denominació usada en els òxids de no metalls es diu Sistemàtica. 

7



HIDRURS: 

Hidrurs de no metall de caràcter àcid: El formen els següents no metall: F, Cl, Br, I, S, 

Se, Te. 

Es construeix: Hidrogen (+1) + No metall (-) 

S’anomena afegint la terminació “ur” a l’arrel del no metall i a continuació 

d’hidrogen. També s’utilitza el nom tradicional: àcid + arrel del no metall i 

terminació -hídric. 

H (+1) + F (-1) -> HF Fluorur d’hidrogen o Àcid fluorhídric 

H (+1) + S (-2) -> H2S Sulfur d’hidrogen o Àcid sulfhídric. 

Altres hidrurs de no metall : Es construeixen quasi de la mateixa manera però pot 

canviar l’ordre i reben tots nom tradicionals. 

NH3 Amoníac; PH3 Fosfina ; AsH3 Arsina ; SbH3 Estibina 

CH4 Metà ; SiH4 Silà ; BH3 Borà 

Hidrurs dels metalls : Es construeixen: Metall (+) + Hidrogen (-1) 

S’anomenen: Hidrur + nom del metall + la valència del metall si cal 

IONS: 

BaH2 Hidrur de bari; LiH Hidrur de Liti ; CrH2 hidrur de crom 2 

CrH3 Hidrur de crom 3 ; BeH2 Hidrur de beril·li. 

En tots els casos anteriors, hem formulat substàncies neutres i en elles sempre es 

compleix que la suma dels seus números d’oxidació sempre dóna zero. Vegem uns 

quants exemples: 

Na2O Òxid de sodi : 2 x (+1) del sodi + (-2) de l’oxigen = 0 

MgO Òxid de magnesi : (+2) del magnesi + (-2) de l’oxigen = 0 

Fe2O3 òxid de ferro 3 : 2 x (+3) Fe + 3 x (-2) O = 0 

N2O5 Pentaòxid de dinitrogen : 2 x (+5) + 5 x (-2) = 0 

HCl Clorur d’hidrogen : (+1) H + (-1) Cl = 0 

H2S Sulfur d’hidrogen : 2 x (+1) H + (-2) S = 0 

BaH2 Hidrur de Bari : (+2) Ba + 2x(-1) H = 0 

NaH Hidrur de sodi : (+1) Na + (-1) H = 0 

Però, principalment en dissolució aquosa, existeixen ions d’àtoms i d’agrupacions 

d’àtoms en què el seu balanç de números d’oxidació no és nul. Per exemple: 

8



Alguns metalls i també no metalls en dissolució presenten la seva forma iònica. 

Per exemple: 

Na + ; K + , Mg 2+ ; Al 3+ ... , i, també, els no metall: Cl - ; Br - ; S 2- ; Se 2- ; 

... . 

En aquest cas el número d’oxidació de cada ió és igual a la càrrega que 

presenten. És a dir, el número d’oxidació de potassi és +1, la de l’alumini +3 i la 

del sofre -2. 

Com s’anomenen: 

o El metalls: Catió + nom del metall i a continuació la càrrega o número 

d’oxidació. 

Na + catió sodi. 

Ba 2+ catió bari 

Pb +4 catió plom +4 

H + catió hidrogen 

o Els no metalls: Anió + Arrel del no metall + terminació “ur”. 

Cl - anió clorur 

S 2- anió sulfur 

F - anió fluorur 

També hi ha agrupacions d’àtoms que presenten el caràcter iònic en dissolució. 

Per exemple, un dels més importants és “OH”. El seu balanç de números 

d’oxidació : (-2) oxigen + (+1) Hidrogen = -1 . Això implica que la molècula 

no és neutre i que disposa d’un electró en excés que li dóna una càrrega negativa 

que determina el seu comportament. Escriurem aquest ió de la següent manera: 

OH - = ió o anió Hidròxid 

Per tant, el ió hidròxid es comporta com una entitat de número d’oxidació (-1). 

Un altre agrupació iònica important que es pot trobar en dissolucions aquoses és 

el ió amoni, NH4 + , en aquest cas, el número d’oxidació del nitrogen és (-3) i el 

de l’hidrogen (+1). 

NH4 + = ió o catió amoni 

El ió amoni es comporta com una entitat química amb nombre d’oxidació (+1) 

HIDRÒXIDS : 

Els hidròxids, que tenen molts d’ells el comportament de base, es formen de la 

combinació d’un catió metàl·lic combinats amb ions hidròxid, (OH) - . S’anomenen: 

Hidròxid de + nom del metall + el seu número d’oxidació si cal. 

Li + + (OH) - Li(OH) hidròxid de liti 

Ca 2+ + (OH) - Ca(OH)2 hidròxid de calci. 

Fe 3+ + (OH) - Fe(OH)3 hidròxid de ferro III 

9



ALTRES COMPOSTOS BINARIS 

Formats per dos no metalls: 

S’escriu primer el símbol del no metall que es troba més a l’esquerra en la taula 

periòdica (de fet existeix una llista d’elements, feta per IUPAC, que ens informa de quin 

ha d’anar davant i quin darrera), aquest actua amb número d’oxidació positiu, i a 

continuació l’altre no metall que actua amb número d’oxidació negatiu. S’intercanvien 

els números d’oxidació. 

S’anomenen començant per l’arrel de l’element que va darrera amb la terminació “ur” i 

a continuació el nom de l’element que va davant. Els prefixes numerals ens indiquen el 

número d’àtoms de cada element. Exemple: 

PCl3 triclorur de fòsfor 

PCl5 pentaclorur de fòsfor. 

CS2 disulfur de carboni. 

En tots aquest casos, podem saber el número d’oxidació de cada element ja que: 

- L’element que va darrera actua amb número d’oxidació negatiu i aquest és únic 

per a cada element. Per exemple, pel sofre és (-2). 

- La molècula o agrupació d’àtoms, en aquest cas és neutre. Això implica que la 

suma dels números d’oxidació ha de donar zero. 

Anem a fer un exemple amb el disulfur de carboni, CS2 . Sigui “x” el número 

d’oxidació del carboni. Llavors s’ha de complir: 

Un metall i un no metall : 

x + 2 . (-2) = 0 ; x = +4 

Aquests normalment reben el nom de sals. Es formulen posant primer el catió metàl·lic i 

a continuació l’anió del no metall. Normalment es formen per la unió dels seus 

respectius ions. Lògicament el metall actua amb número d’oxidació positiu i el no 

metall amb número d’oxidació negatiu. S’anomenen amb l’arrel del no metall + la 

terminació “ur” i acabant amb el nom del metall i el seu número d’oxidació si cal. 

Li + + F - LiF Fluorur de liti. 

Ca 2+ + Cl - CaCl2 Clorur de calci. 

Sn 2+ + Cl - SnCl2 Clorur d’estany II 

Fe 3+ + S 2- Fe2S3 Sulfur de ferro III 

10



A7:Formular i indicar els números d’oxidació de les següents substàncies: 

Nom del compost Tipus de compost 

Clorur de calci 

Bromur de 

potassi 

Metà 

Hidròxid de calci 

Hidrur de liti 

Òxid de ferro (II) 

Òxid de 

dinitrogen 

Borà 

Anió hidròxid 

Amoníac 

Òxid de plom (IV) 

Àcid fluorhídric 

Catió amoni 

Sulfur de magnesi 

Pentaòxid de 

diclor 

Nitrur de calci 

Clorur amònic 

Pentaclorur de 

fòsfor 

Anió iodur 

Nombres d’oxidació 

de cada element 

fórmula 

Sal (metall + no metall) Calci (+2); Clor (-1) CaCl2 

11



A8. Omple la taula que tens a continuació. 

Nom del compost Tipus de compost 

Nombres d’oxidació 

de cada element 

fórmula 

PbI2 

12 

NH4(OH) 

Mg(OH)2 

NH4Cl 

BH3 

CaS 

Ca 2+ 

Te 2- 

HBr 

H2S 

BeH2 

N2O3 

SnO 

TiO2 

HgI2 

SnCl2 

Fe2O3



OXOÀCIDS : 

Els oxoàcids es formen a partir dels òxids de no metall i s’hi sumen generalment una 

molècula d’aigua però hi alguns casos en què són dos, tres o, fins i tot, cinc molècules 

d’aigua. Posarem un exemple: 

SO3 (triòxid de sofre) + H2O H2SO4 àcid sulfúric 

Aquest any no farem la formulació d’aquests compostos. Tan sols n’aprendrem un 

quants més importants i els ions que formen en dissolució. 

Serieu capaços de saber els números d’oxidació de cadascun dels elements que formen 

l’àcid sulfúric? Anem a veure que és fàcil: 

o L’hidrogen actua amb número d’oxidació (+1), com en l’aigua. 

o L’oxigen sempre actua amb (-2). 

o La molècula de sulfúric és neutre, això implica que la suma dels números 

d’oxidació ha de ser zero. 

o Tan sols ens falta saber el del sofre. 

En efecte: Sigui “x” el número d’oxidació del sofre, llavors s’ha de complir: 

2 . (+1) + x + 4. (-2) = 0 ; x = +6 pel sofre. 

Llista dels més importants àcids i els seus ions que cal saber de memòria: 

FÓRMULA NOM FÓRMULA ANIÓ NOM ANIÓ 

H2SO4 Àcid sulfúric SO4 2- Sulfat 

H2SO3 Àcid sulfuròs SO3 2- Sulfit 

HNO3 Àcid nítric NO3 - Nitrat 

HClO3 Àcid clòric ClO3 - Clorat 

HClO Àcid hipocloròs ClO - Hipoclorit 

H2CO3 Àcid carbònic CO3 2- Carbonat 

H3PO4 Àcid fosfòric PO4 3- Fosfat 

No existeix MnO4 - Per manganat 

Cadascun d’aquest ions es comporta com si fos una entitat amb un número d’oxidació 

igual a la seva càrrega. Aquests ions sovint formen, quan es combinen amb ions de 

metalls, sals. Anem a veure un exemple: 

Ca 2+ + NO3 - Ca(NO3)2 nitrat de calci 

Ca 2+ + CO3 2- Ca2(CO3)2 es simplifica CaCO3 carbonat de calci 

13



A9. Completa la taula que tens a continuació i posa els noms corresponents: 

SO4 2- 

SO3 2- 

NO3 - 

ClO3 - 

ClO - 

CO3 2- 

PO4 3- 

MnO4 - 

Li + Fe +2 Fe 3+ NH4 + 

Sn 4+ 

Ba 2+ 

K + 

Cu 2+ 

A12. Troba els números d’oxidació de les següents espècies químiques: LiNO3 , CaCO3 

, Al2(SO4)3 , KMnO4 . 

14



A 10. Formula els següents compostos 

NOM TIPUS IONS 

Ni2O3 

Na2S 

Òxid de Níquel 3 Òxid 

Metàl·lic 

HF 

Ca(ClO3)2 

ZnCO3 

HgH2 

CuCl2 

CoO 

MgSO4 

AgClO 

Zn(OH)2 

KNO3 

FeO 

Cl2O3 

CaSO3 

Br2O 

Ba(OH)2 

BaCl2 

Al2(SO4)3 

NH3 

N2O4 

NH4Cl 

Ni3+ ; O 2- 

15



Fórmula TIPUS IONS 

Clorat de Calci Ca(ClO3)2 

Sal Ca 2+ ; (ClO3) - 

Òxid d’estronci 

Clorur de magnesi 

Hidrur de potasi 

Àcid sulfurós 

Àcid sulfhídric 

Metà 

Hidròxid de bari 

Pentaòxid de diiode 

Fosfina 

Òxid de crom 5 

Sulfur de Plom 2 

Hidròxid de calci 

Àcid nítric 

Sulfat de cobalt 3 

Sulfur d’amoni 

Aigua 

Hidrur de bari 

Clorur de liti 

Hidròxid d’alumini 

Òxid d’estany 4 

Fluorur d’hidrogen 

Monòxid de carboni 

16



Exemple de formulació: 

IÓ NOM IÓ 

Ti 4+ Catió titani 

(SO3) 2- Anió sulfit 

OH - Anió hidròxid 

Cu 2+ Catió coure 2 

Hg + Catió mercuri I 

F - Anió fluorur 

Al 3+ Catió alumini 

(SO4) 2- Anió sulfat 

NH4 + Catió amoni 

Pb 4+ Catió plom 4 

Ca 2+ Catió calci 

(ClO) - Anió hipoclorit 

(MnO4) - Anió permanganat 

Fe 3+ Catió ferro 3 

I - Anió iodur 

Ag + Catió plata 

(ClO3) - Anió clorat 

Be 2+ Catió berili 

Cl - Anió clorur 

(CO3) 2- Anió carbonat 

S 2- Anió sulfur 

(PO4) 3- Anió fosfat 

17



Altres exemples: 

TIPUS IONS NOM 

TiO2 

Òxid 

Metàl·lic Ti4+ ; O 2- Òxid de titani 

Na2SO3 

Sal Na + ; (SO3) 2- Sulfit de sodi 

HI 

Àcid 

hidràcid 

I - ; H + Àcid Iodhídric 

Iodur d’hidrògen 

Cu(ClO3)2 Sal Cu 2+ ; (ClO3) - Clorat de coure 2 

ZnI2 Sal Zn 2+ ; I - Iodur de zinc 

Hg2SO4 Sal Hg + ; (SO4) 2- Sulfat de mercuri I 

BaCl2 Sal Ba 2+ ; Cl - Clorur de bari 

NO2 

Òxid no 

metàl·lic 

---- Diòxid de nitrogen 

MgS Sal 2+ 2- 

Mg ; S Sulfur de magnesi 

Cl2O7 

Òxid no 

metàl·lic 

---- Heptaòxid de diclor 

Al(OH)3 hidròxid Al 3+ ; (OH) - Hidròxid d’alumini 

Zn(NO3)2 Sal Zn 2+ ; (NO3) - Nitrat de zinc 

Fe(OH)3 hidròxid Fe 3+ ; (OH) - Hidròxid de ferro 3 

PbO2 

Òxid 

metàl·lic Pb4+ ; O 2- Òxid de plom 4 

CaF2 

Sal Ca 2+ ; F - Fluorur de calci 

Ag2O 

Òxid 

metàl·lic Ag+ ; O 2- Òxid de plata 

Ba(OH)2 

Hidròxid 2+ - 

Ba ; (OH) Hidròxid de bari 

Be(ClO)2 Sal Be 2+ ; (ClO) - Hipoclorit de berili 

Al2(SO4)3 Sal Al 3+ ; (SO4) 2- Sulfat d’alumini 

(NH4)2SO3 Sal NH4 + ; (SO3) 2- Sulfit d’amoni 

H2O Aigua H + ; OH - Aigua 

HClO3 

Àcid 

Oxàcid H+ ; (ClO3) - Àcid clòric 

18



TIPUS IONS Fórmula 

Fosfat d’alumini Sal Ca 2+ ; (PO4) 3- Ca3(PO4)2 

Hidròxid d’estronci Hidròxid Sr 2+ ; (OH) - Sr(OH)2 

Clorat de magnesi Sal Mg 2+ ; (ClO3) - Mg(ClO3)2 

Hidrur de sodi Hidrur Na + ; H - NaH 

Sulfit de liti Sal Li + ; (SO3) 2- Li2SO3 

Àcid sulfhídric 

Àcid 

Hidràcid S2- ; H + H2S 

Fosfina 

--- PH3 

Hidrur no 

metàl·lic 

Hidròxid de ferro (II) Hidròxid 2+ - 

Fe ; (OH) Fe(OH)2 

Pentaòxid de dibrom Òxid no 

metàl·lic 

--- Br2O5 

Àcid carbònic 

Àcid 

Carbònic H+ ; (CO3) 2- H2CO3 

Òxid de manganès 2 Òxid 

Metàl·lic Mn2+ ; O 2- MnO 

Sulfur de Plom 4 Sal Pb 4+ ; S 2- Pb2S 

Òxid de calci 

Òxid 

Metàl·lic Ca2+ ; O 2- CaO 

Àcid Fluorhídric Àcid 

Hidràcid F- ; H + HF 

Nitrat de cobalt 2 Sal Co 2+ ; (NO3) - Co(NO3)2 

Hiodròxid d’amoni Hidròxid NH4 + ; OH - NH4OH 

Amoniac 

Hidrur no 

metàl·lic 

--- NH3 

Carbonat de sodi Sal Na + ; (CO3) 2- Na2CO3 

Clorur de plata Sal Ag + ; Cl - AgCl 

Òxid d’alumini Òxid 3+ 2- 

Al ; O Al2O3 

Diòxid de silici Òxid no 

metàl·lic 

--- SiO2 

Bromur de potasi Sal K + ; Br - KBr 

Àcid hipoclorós 

Àcid 

Oxàcid H+ ; ClO - HClO 

19



INTRODUCCIÓ AL CONCEPTE DE MOL 

Masses relatives. 

Sabem que els àtoms són molt petits i que la seva massa no es pot mesurar directament 

amb una balança com la que tenim en el laboratori. Avui sí tenim sistemes sofisticats que 

ens permetrien fer-ho, però no estan al nostre abast ni tampoc ho estaven pels 

investigadors del segle XIX. Malgrat això, aquests investigadors van compensar la seva 

falta d’una tecnologia com la que ara tenim amb una imaginació que va permetre trobar, no 

la massa absoluta d’un àtom però sí el poder comparar masses de diferents àtoms i veure 

quantes vegades era més pesat un àtom que un altre. D’això se’n diu trobar les masses 

relatives d’un àtom respecte a un altre: 

Per fer-ho, les idees bàsiques van ser les següents: 

Imaginar que les substàncies estaven formades per àtoms i que aquests àtoms eren 

característics de cada substància pura. És a dir, l’àtom de calci no es semblava a cap 

altra àtom i era distint de, per exemple, del sodi o qualsevol altre. 

Els àtoms tenen massa i aquest és diferent per a cada substància. 

Agafarem la massa de l’àtom més petit, que és 

l’hidrogen, com a massa unitat i les masses dels 

altres àtoms la donarem dient que és tantes 

vegades més gran que la massa de l’àtom 

d’hidrogen. Per exemple, en la imatge del 

costat tenim que la massa relativa de l’oxigen 

respecte de l’hidrogen és 16, Ar(O)=16, això vol 

dir que la massa de l’oxigen és igual a la massa 

de 16 àtoms d’hidrogen. També es pot 

expressar: 

massa( 

àtom. 

oxigen) 

Ar = 

= 16 

massa( 

àtom. 

hidrogen) 

el fet que la massa relativa sigui el quocient de dues masses explica que no tingui 

unitats. 

Com es poden trobar les masses relatives si no és amb instruments sofisticats? 

Posarem un exemple senzill per intentar explicar-ho: 

- Imagina que hem fet reaccionar el clor i l’hidrogen per formar clorur d’hidrogen 

HCl. Quan ho hem fet, hem emprat quantitats prou grans de manera que fossin 

mesurables amb una balança normal. I hem trobat que 35,5 g de clor han 

reaccionat amb 1 g d’hidrogen per donar 36,5 grams de clorur d’hidrogen. 

- Si sabem que cada molècula de clorur d’hidrogen, HCl, està formada per un 

àtom de clor i un àtom d’hidrogen, quina conclusió en pots treure de la massa 

relativa del clor respecte de l’hidrogen?. No cal pensar-hi gaire per veure que el 

clor, Cl, tindrà una massa 35,5 vegades més gran que la de l’hidrogen: 

35, 

5g( 

Cl) 

Ar ( Cl) 

= = 35, 

5 o bé m( 

Cl) 

= 35, 

5. 

m( 

H ) 

1g( 

H ) 

Un cop es van tenir totes les masses relatives, cosa que en algun cas no és tan fàcil com 

el que acabem de veure, es van poder ordenar els àtoms en funció de la seva massa, de 

més petita a més gran, i de les propietats químiques. Així va néixer la primera taula 

periòdica. 

20



La unitat de massa atòmica : 

A més de establir la idea de masses atòmiques relatives també es va establir una unitat de 

massa adient al món microscòpic d’àtoms, molècules i ions. De la mateixa manera que per 

anar a comprar patates utilitzes com a unitat de massa el kg i no vas a comprar patates en 

tones, mai (encara que es pugui fer) dius posi 0,002 tones de patates, ni tampoc vas a comprar 

pinyons en kg, normalment s’utilitza el gram. Idò bé, per mesurar les masses dels àtoms 

tampoc va bé ni el kg ni el gram i es va definir una nova unitat de massa més adient. Es va 

definir la unitat de massa atòmic, u. Es va agafar inicialment la massa de l’hidrogen (*) 

com a unitat, així: 

1 u = massa de l’àtom d’hidrogen 

això implica que també podem expressar les masses d’altres àtoms en unitats de massa 

atòmica i així tindríem: 

M(He) = 4 u ; M(C) = 12 u ; M(Cl) = 35,5 u ; ... . 

per tant, ara tenim dues maneres d’expressar les masses dels àtoms: 

Ar(C) = 12 o bé, M(C) = 12 u 

Fins l’aparició d’instruments precisos, com l’espectròmetre de masses no es va conèixer 

amb exactitud l’equivalència entre les dues unitats de massa, el gram i la unitat de 

massa atòmica, “u”. El valor acceptat és: 

1 u = 1,66 x 10 -24 g 

(*) Més tard, s’escollí a la dotzeava part de l’isòtop 12 de l’àtom de carboni, també rep 

el nom de unitat de massa atòmica, u, i podem escriure: 

1 12 

1u 

= m( 

C) 

u, unitat de massa atòmica. 

12 

Aquesta nova referència, no representa més que lleugeres variacions en les masses dels 

àtoms que no afecten de forma substancial als problemes que farem a classe. 

Masses de substàncies compost: 

Comencem per un compost senzill, la molècula d’aigua, H2O, que està formada per dos 

àtoms d’hidrogen i un d’oxigen. Trobar la seva massa és fàcil, el càlcul es redueix a 

sumar les masses de cadascun dels àtoms que la formen. En el nostre exemple: 

Massa relativa de l’aigua Mr(H2O) = 2xAr(H) + 1xAr(O) = 2x1 + 1x16 = 18 

21



També podem parlar de la massa de la molècula d’aigua utilitzant la unitat de massa 

atòmica, u, i posar: 

M(H2O)= 18 u 

A1: Busca la massa de qualsevol element de la taula periòdica, per exemple el sodi “Na”, 

en unitats de massa atòmica. Escriu novament la seva massa en grams utilitzant la 

relació entre la unitat de massa atòmica i el gram. 

A2: Calcula quants àtoms necessites per tenir una massa en grams que sigui 

numèricament igual al valor de la massa en “u”. És a dir, si la massa d’un àtom de sodi, 

Na, és 23 u, quants àtoms de sodi necessitem per tenir 23 grams de sodi?. 

Malgrat saber les masses relatives dels àtoms el problema continuava. Seguien sense saber 

quan d’àtoms teníem quan agafaven per exemple 1g o la quantitat que fos de qualsevol 

substància. 

El mol 

Malgrat en el segle XIX ja es tenia una idea del mecanisme de les reaccions químiques a 

nivell atòmic i es sabés que una reacció química tan sols és una reordenació dels àtoms, 

encara no es tenia clar, com ja hem dit abans, quants àtoms o molècules hi havia en una 

determinada massa d’una substància. 

En definitiva el problema és el següent: Imagina que volem fer reaccionar el carboni 

amb hidrogen per obtenir metà. La reacció és la següent: 

C(s) + 2 H2(g) CH4(g) 

1. La reacció química diu que per cada àtom de carboni es necessiten 4 àtoms 

d’hidrogen per a formar metà (món microscòpic). 

2. En els laboratoris (món macroscòpic) s’utilitzen masses mesurables amb una 

balança normal. Això implica que s’han d’agafar nombres enormes d’àtoms. Per 

exemple, imagina que pesem 12 grams de carboni (per a la teva informació en 12 g de 

carboni hi ha 6,02x10 23 àtoms de carboni). Llavors, el problema és: 

3. Quina massa d’hidrogen hem de fer reaccionar amb els 12g de carboni per estar 

segurs que hi haurà 4 àtoms d’hidrogen per a cada àtom de carboni?. 

Respondre a la 3a qüestió del quadre és bàsic per a la realització de qualsevol reacció 

química de forma controlada. És a dir, saber les masses de carboni i hidrogen que 

reaccionaran ( els reactius costen diners) i la massa de metà que es formarà. 

Per arribar a la solució del problema, cal que ens adonem del següent fet: 

Comparem dos àtoms qualsevol, per exemple l’hidrogen i el carboni. Sabem que un àtom de 

carboni té una massa 12 vegades més gran que un d’hidrogen ja que la seva massa relativa 

22



és 12. Si en lloc d’agafar un àtom de cada n’agafem 100 de cada tindrem novament que els 

100 àtoms de carboni tindran una massa 12 vegades més gran que els cent àtoms 

d’hidrogen. Això passarà sempre que agafem números iguals dels dos àtoms, encara que 

agafem quantitats enormes d’aquest àtoms seguirà passant. 

10 

30 

massa( 

C) 

1. 

àtom( 

C) 

100. 

àtom( 

C) 

10 . àtom( 

C) 

10 àtom( 

C) 

= = 

= 

= 

= 12 

10 

30 

massa( 

H ) 1. 

àtom( 

H ) 100. 

àtom( 

H ) 10 . àtom( 

H ) 10 . atom( 

H ) 

Vist això, també podem fer el raonament a l’inrevés, és a dir, sempre que agafem masses de 

carboni i d’hidrogen de manera que el seu quocient sigui dotze, segur que hi haurà el mateix 

nombre d’àtoms de cada. 

Per exemple: 

Si agafem 3 grams de carboni i 0,25 grams d’hidrogen, com el seu quocient és 

massa( 

C) 

3gCarboni 

= 

= 12 segur que hi haurà el mateix nombre d’àtoms 

massa( 

H ) 0, 

25gHidrogen 

de carboni que d’hidrogen en aquestes masses. Ja podeu pensar que hi ha infinites 

solucions, és a dir, infinites possibilitats de trobar masses de carboni i hidrogen 

que el seu quocient doni 12. 

Amb el que hem vist el problema està resolt. Ara sabem comparar quantitats 

d’àtoms de substàncies diferents encara que no sapiguem exactament el 

número d’àtoms de cada que tenim. És a dir, sempre que agafem masses 

d’àtoms diferents que mantinguin la mateixa relació de masses que les seves 

masses relatives, hi haurà el mateix número d’àtoms de cada element. 

A3: La relació de les masses del coure, Cu, i l’oxigen, O, és: 

massa de coure 

massa d' oxigen 

63, 

5u 

de coure 

= 

= 

16u 

d' oxigen 

3, 

97 

Aquest 3,97 significa que sempre que agafis masses, en grams, kg, ... , de coure i 

d’oxigen de manera que el seu quocient sigui 3,97 tindrem el mateix número d’àtoms 

d’oxigen i de coure. Dóna tres parells de valors a les masses de coure i d’oxigen que 

compleixin aquesta condició. 

A4: Fes el mateix que en l’activitat anterior, per donar tres parells de valors de 

masses de fòsfor, P, i cobalt, Co, de manera que hi hagi el mateix nombre d’àtoms 

dels dos. 

A5: Dóna valors de masses, diferents dels ja donats, de carboni i hidrogen de 

manera que hi hagi el mateix número d’àtoms. 

A6: Calcular masses en grams de carboni i d’hidrogen de manera que hi hagi el doble 

d’àtoms d’hidrogen que carboni. I si volem que hi hagi quatre vegades més àtoms 

d’hidrogen que carboni, quines masses hem d’agafar? 

A7: Indica dos valors diferents per les masses en grams de hidrogen i oxigen de 

manera que hi hagi el doble número d’àtoms d’hidrogen que d’oxigen. Aquesta és la 

proporció que hi ha en l’aigua, H2O. 

23



Una unitat de quantitat de substància 

Finalment, tan sols queda escollir una unitat de quantitat de substància, és a dir, la 

quantitat d’àtoms, ions o molècules que agafarem com a referència. D’entrada podrien 

pensar elegir un número rodó, per exemple 1000 o 10.000 o un milió, però són números molt 

baixos i la massa d’aquest nombre d’àtoms no és mesurable amb una balança normal de 

laboratori. Bé, idò, agafarem un nombre rodó d’àtoms però molt gran per exemple “1x10 24 ” 

àtoms. Sí , d’aquest nombre d’àtoms podem mesurar la seva massa, però té els seus 

inconvenients anem a veure quin: 

La massa de 1x10 24 àtoms de carboni és 19,93 g de carboni. 

La massa de 1x10 24 àtoms d’hidrogen és 1,66 g d’hidrogen. 

... . 

En definitiva, per a ser pràctics, hauríem de fer una taula amb totes les masses en grams 

de 1x10 24 àtoms de tots els elements de la taula periòdica. Fer una taula nova quan ja 

tenim la Taula Periòdica no sembla gaire lògic. Els científics van ser més llestos i feren 

l’elecció com a unitat de QUANTITAT DE SUBSTÀNCIA a partir de les masses atòmiques 

de la Taula Periòdica: 

QUANTITAT DE SUBSTÀNCIA 

Agafarem el nombre d’àtoms suficients com per aconseguir que la seva massa 

expressada en grams sigui numèricament igual al valor de la massa atòmica 

relativa que apareix en la Taula Periòdica dels elements. 

A aquest quantitat de substància li donarem el nom de MOL. 

És a dir, si la massa del carboni és dotze, M(C)=12 u, per tenir una unitat de quantitat de 

substància del carboni, això és 1 mol de carboni, hem d’agafar àtoms fins tenir 12 g de 

carboni. Més fàcilment, per tenir 1 mol de carboni és suficient pesar 12 g de carboni. 

Anàlogament, com un àtom d’hidrogen té una massa de “1 u” per tenir un mol d’hidrogen hem 

de pesar 1 g d’hidrogen. ... . El raonament sempre és el mateix. 

A8: Quina massa de fluor hem d’agafar per tenir 1 mol de fluor? Quina massa de cinc 

hem d’agafar per tenir 1 mol de cinc? Quina massa d’or hem d’agafar per tenir un mol 

d’or?. 

A9: Quina massa de potassi hem d’agafar per tenir 0,5 mols de potassi? Quina massa 

de ferro hem d’agafar per tenir 0,25 mols de ferro? Quina massa d’alumini hem 

d’agafar per tenir 0,78 mols d’alumini?. 

A10: També ens podem fer la pregunta a l’inrevés i preguntar-nos, quants mols hi ha en 

55,8 grams de ferro? O quants mols hi ha en 100 g de ferro? I en 1kg de ferro, quants 

mols hi ha? 

24



Però quin és el número d’àtoms que cal agafar per tenir un mol d’àtoms d’un element?. Això, 

de fet, té poca importància i no es va saber fins passats molts anys ( * ) , els químics van 

utilitzar el concepte de mol encara que no es sabés el nombre de partícules que 

representava. Avui coneixem que el seu valor. Anem a veure que és fàcil de calcular si es 

sap la relació entre la unitat de massa atòmica i el gram, 1u = 1,66x10 -24 g: 

Exemple: 

Volem 1 mol de carboni i volem saber quants àtoms de carboni tindrem. 

Solució: 

Tenir 1 mol de carboni, és a dir, una unitat de quantitat de substància de carboni, 

implica tenir 12 g de carboni. Per tant, tenir un mol de carboni és molt fàcil, pesem 12 g 

de carboni i ja està. Fet. 

Ara volem saber quants àtoms de carboni tenim en aquest 12 g. També és fàcil però no 

tant com en la primera part. Cal utilitzar que 1u = 1,66x10 -24 g per passar de grams a “u” 

i després veure quants àtoms de carboni hi ha en la massa expressada en “u” , ja que 

cada àtom de carboni té una massa de 12 u. 

12g C x 

1u 

1,66x10 

1àtom 

de Carboni 

x 

g 12 u 

= 

- 24 

6, 

02x10 

Així, quan pesem 12g de carboni tenim 6,02x10 23 àtoms de carboni. 

Podem fer el mateix raonament amb qualsevol element de la TP. 

23 

àtoms de Carboni 

A11. Quina massa hem d’agafar per a tenir 1 mol de sodi? Quants àtoms de sodi 

tindrem?. 

A finals del XIX el físic i químic alemany Ostwalt, a la quantitat de d’àtoms, o de 

partícules, 6,02x10 23 li va posar el nom de MOL. 

Un MOL és la quantitat de substància que conté 6,02x10 23 entitats elementals 

(àtoms, molècules, ions, ... ). 

Al número, NA =6,02x10 23 mol -1 rep el nom de constant d’Avogadro. 

El nombre d’Avogadro és el lligam que hi ha entre els mons macroscòpic i 

microscòpic 

(*) El número d’Avogadro, 6,02x10 23 , no es va poder determinar, en primera 

aproximació, fins els desenvolupament d’una part de la Física que es diu Mecànica 

Estadística. Després, s’han fet altres mesures més precises per altres tècniques fins 

arribar al valor actual. 

25



A12: Per tant, quants mols hi ha en 6,02x10 23 àtoms d’hidrogen? Quina és la seva 

massa en grams?. 

A13: Quants mols hi ha en 5,02x10 22 àtoms d’hidrogen? Quina massa tenen? 

A14: Quants mols hi ha en 6,02x10 23 àtoms de ferro? Quina és la seva massa?. 

A15: Quants àtoms hi ha 1 mol d’àtoms de beril·li? Quants àtoms hi ha en 0,5 mols 

d’àtoms de beril·li? Quants en 11,5 mols?. 

A16: On hi ha més àtoms en 1 mol de beril·li o en 1 mol de potassi? On hi ha més 

àtoms, en 0,4 mols d’estany, Sn, o en 0,4 mols de plom, Pb?. On hi ha més àtoms en 

0,35 mols de plata, Ag, o en 0,4 mols d’or?. 

A17: Si agafem el nombre d’Avogadro d’àtoms de ferro i d’àtoms d’hidrogen, quina 

serà la seva relació de masses?. Quina serà la relació de masses si agafem 0,3 mols 

de ferro i 0,3 mols d’hidrogen?. 

A18: Si et demanen quina és la magnitud que et dóna compte de la quantitat de 

substància, per exemple, quantitat d’àtoms, quina diries que és. Quina magnitud 

escollirem per indicar de forma ràpida que hi ha el mateix nombre d’àtoms de dos 

substàncies diferents?. Posa un exemple amb el magnesi i l’alumini. 

Fixeu-vos amb el raonament d’abans, mentre agafem el mateix número d’àtoms, és a dir, el 

mateix número de mols, de substàncies diferents, la seva relació de masses serà la mateixa 

que la de seves corresponents masses relatives. 

A19: Quina seria la relació de masses del fòsfor i el cobalt si n’agafem 1 mol de 

cada? Quants àtoms hi hauria de cada? I si n’agafem 0,24 mols de cada, quina seria 

la relació de masses, de quin element hi hauria més àtoms?. 

Mols i masses molars de composts: 

Ja hem vist que les masses en grams d’un mol de qualsevol element és numèricament 

igual a la seva massa atòmica expressada en unitats de massa atòmica. Per exemple: 

La massa d’un mol de sofre l’expressem: M(S) = 32 g/mol 

Els concepte és el mateix per composts. Per exemple, el diòxid de carboni, CO2, també 

en aquest cas té sentit i el mateix sentit que abans parlar de mol i de masses molars. És 

a dir, 

Un mol de , CO2, són 6,02x10 23 molècules de CO2 i tindrà una massa molar que vindrà 

donada per la suma de totes les masses molars dels elements que la formen. Així: 

M(CO2) = 1xM(C) + 2xM(O) = 1x12 + 2x16 = 44 g/mol. 

26



A20: Calcula la massa de 1 mol de metà, CH4, és a dir, troba la massa molar d’aquest 

gas. Quantes molècules d’aquest gas hi ha en un mol? Quantes d’aquest gas hi ha en 

0,4 mols? Quina massa tindrà 0,4 mols de metà?. 

A21: Calcular la massa de 1 mol del clorur de calci, CaCl2, és a dir, trobar la massa 

molar. Quantes “molècules” d’aquesta sal hi haurà en un mol? Quants àtoms de 

calci? Quants de clor?. 

A22: Quants mols d’àcid sulfúric, H2SO4, hi ha en 460 g de sulfúric? Quantes 

molècules hi ha? Quants àtoms de sofre hi ha i quants d’oxigen?. 

27



EXERCICIS sobre EL MOL: 

1. Quina és la massa relativa de l’alumini? Ar(Al) = 

2. Quina és la massa en grams d’1 àtom d’alumini? 

Sol: 4,48x10 -23 g d’Al. 

3. Quina és la massa en grams de 6.02·10 23 àtoms d’alumini? 

4. Quina és la massa en grams d’1 mol d’àtoms d’alumini? 

5. Quina és la massa en grams d’1 mol d’àtoms de nitrogen (N)? 

6. Quina és la massa en grams de 5 mols d’àtoms de nitrogen? 

7. Quants àtoms hi ha en 1 mol d’àtoms de nitrogen? 

8. Quants àtoms hi ha en 3 mols d’àtoms de nitrogen? 

9. Quantes molècules hi ha en 1 mol de molècules del gas nitrogen (N2)? 

10. Quina és la massa en grams d’1 mol de molècules de nitrogen (N2)? 

11. Quants àtoms hi ha en 100 g de sodi (Na) ? 

12. Quina és la massa de 4,816·10 25 àtoms de calci (Ca) ? 

Sol: 3200 g Ca. 

13. Quina és la massa molecular d’1 molècula d’aigua ? 

14. Quina és la massa de 1,803·10 24 molècules d’aigua? 

Sol: 53,9 g H2O. 

15. Quants mols hi ha en 4 tones de sofre pur (S)? 

Sol: 125000 mols de Sofre. 

16. Quantes molècules hi ha en 36 g de glucosa C6H12O6? 

Sol: 1,2x10 23 molècules de glucosa. 

17. Quants àtoms d’oxigen hi ha en 36 g de glucosa ? 

Sol: 7,2x10 23 àtoms d’oxigen. 

18. Quina és la massa en grams d’un polímer fet d’una cadena de 2000 molècules d’etilè - 

C2H4 ? 

Sol: 9,3x10 -20 g C2H4. 

19. Quina és la massa en grams de 0,1 mol de clorur de sodi NaCl? 

Sol: 5,85 g NaCl. 

28



20. Sabem que en una mostra d’àcid sulfúric H2SO4 hi ha 4,816·10 25 àtoms d’hidrogen. 

Quina és la massa en grams de la mostra?. 

Sol: 3920 g de sulfúric. 

La Terra té uns 5.000 milions d’habitants. Si distribuíssim el número d’Avogadro d’euros 

entre tots els habitants de la Terra, seriem milionaris?. 

Sol: sí. 

21. Busca quina és la massa relativa del sodi. Escriu, també, la seva massa en unitats de 

massa atòmica. Quina és la massa de 1 mol d’àtoms de sodi? I de mig mol de sodi? 

Quants àtoms hi ha en mig mol de sodi?. 

Sol: Ar(Na)= 23 ; M(Na)= 23 u ; M(Na)=23 g/mol ; ½ mol de sodi té 

una massa de 11,5 g de Na ; 3,01x10 23 àtoms Na. 

22. Quina és la massa relativa d’una molècula d’oxigen, O2? Quina és la seva massa en 

unitats de massa atòmica? Quina és la massa de 1 mol de molècules d’oxigen? Quina és 

la massa de 3,25 x 10 21 molècules d’oxigen?. 

Sol: Mr(O2)= 32 ; M(O2)= 32 u ; M(O2)= 32 g/mol ; la massa de les 

molècules és 0,17 g de O2. 

23. Calcula la massa d’un mol de metà, CH4. Quants grams són 0,25 mols de metà? Quantes 

molècules hi ha en 0,25 mols de metà, quants àtoms de carboni i quants d’hidrogen?. 

Sol: M(CH4)= 16 g/mol ; 4 g de metà ; 1,5x10 23 molècules ; 

1,5x10 23 àtoms de carboni ; 6,02x10 23 àtoms d’hidrogen. 

24. Calcula on hi ha més molècules, en 11g de diòxid de carboni, en ½ mol d’oxigen gas, O2, o 

en 2g d’hidrogen gas, H2?. 

Sol: en 2 grams d’hidrogen. 

25. Calcula la quantitat de substància, és a dir, els mols que hi ha en 18x10 23 molècules 

d’amoníac. Quina és la seva massa?. 

Sol: 3 mols d’amoníac ; 51 g d’amoníac. 

26. Si tenim 4,5 x 10 20 àtoms de sofre i el mateix número d’àtoms d’oxigen, quina és la 

relació entre les seves masses?. 

Sol: La relació de masses és la mateixa que la que hi ha entre les 

seves masses atòmiques. 

29



Exercici resolt de Mol i Nº d’Avogadro 

Respostes: 

6 

1 Quina és la massa relativa del Fluor? Ar(F) = 

2 Quina és la massa en grams d’1 àtom de Zinc ? 

3 Quina és la massa en grams de 20 mols de Zinc? 

4 Quants àtoms hi ha en 6 mols de Gali? 

5 Quants àtoms hi ha en 1 kg de Plom (Pb)? 

6 Calcula la massa en grams de 0,05 mols de molècules d’àcid sulfúric (H2 

SO4 ). 

7 Quantes molècules de NaOH hi ha en 1 g de NaOH (Sosa Caústica)? 

8 Quants àtoms de Ca i quants d’oxigen hi ha en 10 g de Carbonat de Calci 

CaCO3? 

9 En 100 g de Sulfat de Sodi ( Na2 SO4 ) quants de grams de Sodi (Na) hi ha? 

1) Ar(F) = 19 

2) m(1 àtom de Zn)= 65 u =1,079·10 -22 g 

1, 

66 · 10 

65 u · 

1u 

− 24 

g 

= 

1, 

079 

· 10 

3) m(20 mols de Zn)=1300 g 

− 22 

65 g _ de _ Zn 

20 mols · 

= 1300 g _ de _ 

1mol 

_ de _ Zn 

mols 

1000 

g 

4) Nº(àtoms de Gali)= 3,612·10 24 àtoms de Ga 

23 

6 , 02 · 10 àtoms de Ga 

de Ga · 

1 mol d' àtoms de Ga 

g 

= 

Zn 

3, 

612 

5) Nº(àtoms de Pb)= 2,91·10 24 àtoms de Pb 

de 

· 10 

23 

1 mol de Pb 6 , 02 · 10 àtoms de Pb 

Pb · 

· 

207 g de Pb 1 mol d' àtoms de Pb 

24 

àtoms 

2 , 91 · 10 

6) M(H2 SO4) = 98 u m(0,05 mols de H2 SO4 )=4,9 g de H2 SO4 

= 


24 

Ga 

àtoms 

30 


Pb



98 

g 


4 , 9 

2 4 

0 , 05 mols de H 2 SO 4 · 

= H 2 SO 

1 mol de H 2 SO 4 

7) M(NaOH)=40 u Nº(molècules de NaOH)= 1,505·10 22 molècules de NaOH 

1 g de 

NaOH 

1 

· 

H 

SO 

23 

mol de molec. de NaOH 6, 

02 · 10 molec . de NaOH 

· 

= 

40 g de NaOH 1 mol de molec. de NaOH 

8) Nº(àtoms de Ca)= 6,02·10 22 àtoms de Ca 

Nº(àtoms de O)= 1,81·10 23 àtoms de O 

9) m(de Na en 100 g de Na2SO4 )=32,39 g de Na 

g 


4 

1, 

505 · 10 

22 

31 

molec. 

NaOH



Concentració de solucions 

Ja sabeu del curs passat que les solucions estan formades per la barreja o mescla 

uniforme de dos o mes substàncies. La immensa majoria de les nostres solucions estaran 

formades per dos substàncies, una sal, un àcid, ... , que serà la substància activa que 

participarà segurament en alguna reacció química, i que farà el paper de solut i l’altra 

component de la solució que farà de dissolvent serà l’aigua. 

També sabeu del curs passat que hi ha diverses maneres d’expressar la relació entre les 

quantitats de solut i dissolvent en la solució. Així, del curs passat sabeu: 

• Percentatge en massa ( % en massa): Indica els grams de solut que hi ha en 100 g de 

solució. És pot calcular 

massa de solut 

% en massa = 

x100 

massa solut + massa dissolvent 

on totes les masses s’expressen en grams. 

• Grams de solut per litre de solució (g/L): El nom ja ho diu tot: 

massa de solut (g) 

g/L = 

volum de la solució (L) 

Aquest introduïm una nova unitat de concentració per a les solucions i que es diu 

MOLARITAT. De fet és molt semblant a la concentració de g/L però, en aquest cas, el 

solut ve donat en quantitat de mols. 

• La molaritat és de les unitats de concentració per a solucions més important que hi 

ha. Es defineix de la següent manera: 

mols de solut 

Molaritat = 

volum de la solució (L) 

Exemple 1: Tenim una solució de diclorur de coure, CuCl2, en aigua. Hem dissolt 

totalment 12 g de diclorur de coure en 98 g d’aigua quedant al final una solució de 

100 cm 3 de volum. Calcular la concentració de la solució en, % en massa, g/L i la seva 

molaritat: 

Solució: 

a. El % en massa el podem trobar substituint directament en la fórmula ja que 

tenim les dades: 

massa de solut 

12 

% en 

massa = x100 

= . 100 = 11% 

massa solut + massa dissolvent 12 + 98 

32


33 


b. Els g/L: també és molt fàcil ja que sabem els grams de solut i l’única precaució 

és passar els 100 cm 3 de la solució a litres, és adir, 0,100 L. 

massa de solut (g) 12 

g/L = 

= = 120 g/L 

volum de la solució (L) 0 , 100 

c. La Molaritat (m): en aquest cas la dificultat està en passar la massa de solut a 

mols en primer lloc. El volum de la solució en litres ja el tenim: 

1 mol CuCl2 

12 g CuCl2 

x 

= 0 , 089 mols CuCl2 

134,5g CuCl 

Ara ja podem calcular la molaritat amb la fórmula: 

2 

mols de solut 0 , 089 

Molaritat = 

= = 0 , 89 molar 

volum de la solució (L) 0 , 100 

Exemple 2: Volem preparar 250 mL de solució d’hidròxid de sodi 0,6 molar. Explica 

com ho prepararies en el laboratori. 

Solució: 

1. Primer cal calcular el nombre de mols d’hidròxid de sodi que necessitem. 

2. En segon lloc passar els mols trobats a grams i pesar-los. 

3. Es dissolen, en un vas de precipitats, els grams d’hidròxid trobats en un volum 

d’aigua destil·lada que sigui inferior que sigui inferior als 250 mL que volem. 

4. Posem la solució que hem preparat en un matràs aforat de 250 mL i completem 

el volum que falta fins enrasar els 250 mL. 

Per tant, tan sols ens manca calcular els mols primer i els grams d’hidròxid que 

necessitem. Utilitzarem la definició de molaritat: 

mols de solut 

mols NaOH 

Molaritat = 

; 0,6 = 

; mols NaOH = 0,15 

volum de la solució (L) 0,250 L 

Ara tan sols ens falta passar a grams aquests mols. La M(NaOH)=40g/mol, per tant: 

40 g NaOH 

0 , 15 mols NaOH x 

= 6 

1mol 

NaOH 

g de 

NaOH 

Això mateix es pot fer en una sola operació que és més compacta i ràpida: 

0,6 mols NaOH 40 g NaOH 

0 , 250 L solució x 

x 

= 6 

1 L solució 1mol 

NaOH 

g de 

NaOH 

Fixeu-vos que es comença pel volum de la solució que volem i que els factor de 

conversió es posen de manera que es simplifiquin les unitats que no volem.



Exercicis de dissolucions: 

1. Una dissolució conté 30g de sucre en 300g d’aigua. Quin és el seu percentatge en 

pes(al percentatge en pes també rep el nom de percentatge en massa)? Podries trobar 

la seva concentració en g/L?. 

Sol: 9,1 % ; No. 

2. Quina quantitat de sacarosa s’ha de dissoldre en aigua per a formar una dissolució 

de 500 mL amb una riquesa de 5 g/L?. 

Sol: 2,5 g de sacarosa. 

3. El iode és una substància que es dissol en alcohol. Es dissolen 3g de iode sòlid en 

400 g d’alcohol. Calcula el percentatge en massa. 

Sol: 0,74 %. 

4. Dissolem 4,5g d’una substància en 100 g d’etanol. Quin és el seu tan per cent en 

massa? Si la densitat de la dissolució és 0,80 g/cm 3 , quina és la concentració en g/L. 

Sol: 4,31 % ; 34,5 g/L. 

5. Quina és la molaritat d’una dissolució que conté 650g d’àcid fosfòric en 3L de 

dissolució?. 

Sol: 2,2 molar. 

6. Tenim tres dissolucions 0,1 molar dels següents àcids; HCl, H2SO4, H3PO4. És el 

nombre de molècules d’àcid el mateix per a cada dissolució?. 

Sol: Si el volum és el mateix, sí. 

7. Volem 0,3 mols d’HCl, quin volum d’una solució concentrada d’aquest àcid 8 molar 

hem d’agafar?. 

Sol: 0,0375 L. 

8. Un àcid clorhídric concentrat és 12,0 M. Quina quantitat d’aquesta dissolució hem 

d’agafar per tenir 0,5 mols de l’àcid?. 

Sol: 0,04 L. 

9. Volem preparar una solució de 500 mL de nitrat de potassi amb una concentració 1 

molar. Quina massa de nitrat necessitem? Com prepararem la solució?. 

Sol: 50,5 g de nitrat de potassi. 

10. Hem de preparar 1 L de solució de clorur de sodi 0,1 molar. Quina quantitat de sal 

necessitem?. 

Sol: 5,85 g NaCl. 

11. Es dissolen 92,3g de clorur d’amoni fins obtenir 1,00 dm 3 de solució. Quina és la 

seva molaritat?. 

Sol: 1,73 M. 

34



REACCIONS QUÍMIQUES 

Introducció 

Ja sabeu de l’any passat que en les reaccions químiques desapareixen unes substàncies i 

n’apareixen unes substàncies noves. Noves vol dir amb unes propietats que són 

diferents de les que tenien els reactius. 

A + B -> C + D 

Recordeu que “A i B” reben el nom de reactius i que “C i D” reben el nom de 

productes de la reacció. Que “C i D” siguin substàncies noves vol dir que tenen 

propietats diferents de les que tenien “A i B”. 

Per exemple: el clor, Cl2, és un gas molt perillós i tòxic i el sodi, Na, és un metall sòlid 

que reacciona ràpidament amb l’oxigen per formar òxid, reacciona amb l’aigua per a 

formar hidròxids i ens cremaria si l’agafem, és a dir, tan el clor com el sodi són dos 

elements molt actius. Idò, formen un compost, el clorur de sodi, que és comestible, és la 

sal de cuina. La reacció la podem posar: 

Cl2 (gas verinós) + 2 Na (metall molt actiu) -> 2 NaCl (sal de cuina) 

Aquesta és la màgia de la Química. 

En definitiva, una reacció química no és altre cosa que una reordenació dels àtoms 

existents en els reactius per a formar noves substàncies. És a dir, malgrat es formen 

noves substàncies els àtoms són els mateixos. 

A1. Completeu si cal i ajusteu algunes de les reaccions que vau veure el curs passat: 

1. H2 + O2 -> 

2. KClO3 -> KCl + O2 

3. N2 + H2 -> NH3 

4. Zn + HCl -> ZnCl2 + 

5. C + O2 -> 

6. CH4 + O2 -> CO2 + H2O 

7. C4H10 + O2 -> 

A2. Representa amb ajuda del model atòmic les tres primeres reaccions ajustades. 

35



Interpretacions de la Reacció Química 

Heu vist, quan hem estudiat el concepte de mol que aquest ens permet donar una nova 

visió del que és una reacció química. Ara sabem que, a partir del concepte de mol, 

podem fer mesures macroscòpiques de quantitats d’àtoms, sabent la seva massa molar i 

utilitzant una balança. Recordem el que sabem, interpretacions que podem donar duna 

reacció química: 

Interpretacions d’una reacció química: 

Com exemple agafarem la combustió 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) 

Pel que acabem de veure podem interpretar una reacció química: 

1. a nivell molecular 

2. a nivell de quantitat de substància, és a dir, de mols. 

3. A partir dels mols tenim la relació en masses de la reacció. 

Per tant, si sabem escriure i ajustar una reacció química som capaços de determinar les 

masses dels reactius que reaccionaran i les masses dels productes que es formaran. Això 

és bàsic en química, el control de les reaccions químiques. 

A3. Indica els mols d’oxigen que es necessiten per cremar 2,5 mols de sulfur de 

carboni. Quants mols de diòxid de carboni es formaran? Quants molts de diòxid de 

sofre es formaran?. 

Procediment recomanat: en l’activitat anterior ha estat molt fàcil ja que ens han donat 

les dades en mols i el resultat el demanen en mols. En l’activitat següent donen masses 

i demanen masses. El procediment recomanat en aquest cas és : 

1. Passar la massa que dóna el problema a mols. 

2. Utilitzar la reacció química ajustada per trobar els mols de la substància 

incògnita que es formaran o reaccionaran amb els de l’enunciat, trobats en el 

primer pas. 

3. Passar aquests mols a grams. 

L’ESTEQUIOMETRIA és el nom que rep aquesta part de la química. 

A4. Calcula la massa d’oxigen que es necessita per reaccionar amb 100g de sulfur de 

carboni. 

A5. Utilitza la reacció entre l’àcid clorhídric i el cinc per trobar la massa de clorur de 

cinc, ZnCl2, que es formarà a partir de 1g de cinc. 

36



Un poc d’història de la Química. Lleis de les reaccions químiques 

El procés històric que va desenvolupar la teoria que us hem donat, com podeu suposar, 

no va ser tan directe i es van necessitar molts anys d’estudi per arribar a les conclusions 

que us hem mostrat. Ara us mostrarem algunes de les lleis que es van desenvolupar al 

llarg dels XVIII i XIX, i que van representar els inicis de la química. 

La primera llei ja la coneixeu de l’any passat: 

Llei de conservació de la massa 1777 (Lavoisier, francès): en qualsevol reacció 

química la massa de les substàncies que reaccionen, reactius, és igual a la masses de les 

substàncies finals, productes. 

Això ho podeu comprovar en qualsevol reacció ajustada. Per exemple, en la combustió 

del sulfur de carboni, que teniu més amunt, si sumeu la massa del sulfur i la massa de 

l’oxigen que reacciona amb ell, veureu que dóna 172. Si feu el mateix amb les masses 

dels productes veureu que també dóna 172. 

Una cosa important que us heu de fixar és que si bé es conserva la massa, NO ES 

CONSERVA EL VOLUM. 

Per exemple, en la reacció que ja coneixeu entre el cinc i l’àcid clorhídric tenim 

(gas) 

Zn (sòlid) + HCl (dissolució) -> ZnCl2 (dissolució) + H2 

En els productes de la reacció obtenim un gas que ocupa molt més volum que el que 

ocupaven tots els reactius junts. 

Llei de les proporcions constants 1801 ( J.L.Proust, francès): Al combinar-se dos 

elements i formar un compost, ho fan sempre amb una relació de masses constant. 

Podem agafar d’exemple qualsevol reacció com la reacció de formació del sulfur de 

carboni. 

S + Fe → 

FeS 

Sempre el quocient de la massa de “Fe” i “S” sempre dóna el mateix, 1,75. 

Situació inicial 

Relació 

masses 

Massa (S) Massa (Fe) m(Fe)/m(S) 

(grams) (grams) 

4 7 7/4 =1,75 

8 14 14/8 = 1,75 

10 

17 

17,5 17,5/10 =1,75 

37


38 


Hem d’afegir que aquesta llei es compleix sempre per a qualsevol reacció química i no 

tan sols pels elements. Per exemple, en la reacció de combustió del sulfur de carboni, 

que hem vist abans, tenim: Si dividim la massa de sulfur de carboni per la massa 

d’oxigen que hi reacciona sempre donarà el mateix, 1,19: 

massa( 

S C) 

76g( 

S2C) 

x grams de S2C 

= = 

massa( 

O ) 64g( 

O ) y grams de O 

2 = 

2 

2 

2 

Aquesta és la llei que apliqueu quan feu exercicis com A4 i A5. 

1. 

19 

Teoria atòmica de Dalton, 1807 (anglès): Dalton va elaborar una teoria que donava 

una explicació a les lleis anteriors, que eren de caràcter experimental, la seva teoria es 

basà en l’existència de l’àtom. La teoria atòmica que heu estudiat a 3r i 4t té els seus 

inicis en Dalton. La interpretació de les reaccions químiques la fem en base als àtoms. 

El proper curs estudiarem amb més detall aquesta teoria. 

Reaccions Químiques Bàsic 

Aspectes de les reaccions químiques que convé recordar 

La majoria de reaccions tan sols es poden realitzar en un sol sentit (és molt 

difícil fer-les en sentit contrari). D’això se’n diu que són irreversibles. Tan sols 

hi ha algunes reaccions que si es poden fer en els dos sentits, aquestes es diuen 

reversibles. Un exemple de reacció reversible és la de formació de l’aigua. 

Voltros sabeu que, a partir de l’aigua, podeu descompondre-la i obtenir hidrogen 

i oxigen. 

En totes les reaccions químiques hi ha intercanvi energètic: 

o En les reaccions que es després energia es diuen exotèrmiques. Per 

exemple, la combustió de la benzina. 

o Les reaccions que necessiten que les aportem energia es diuen 

endotèrmiques. Per exemple, la descomposició del clorat de potassi. 

Representació d’elements moleculars 

En la taula periòdica, en la natura, hi ha una sèrie d’elements que es troben formant 

molècules. La majoria d’ells, en condicions normals són gasos, algun és líquid com el 

Br i algun sòlid, com el iode, però en tot cas tenen punts d’ebullició i de fusió molt 

baixos. Excepte l’hidrogen, tots els altres elements que formen molècules són no 

metalls. La llista no és gaire llarga, però els més importants són els següents: H2, N2, 

O2, Cl2, Br2, I2. per tant, sempre que els vulguem escriure en forma de substància 

simple, és a dir no combinats, els escriurem de la manera exposada. Així, quan diem 

que en una reacció s’ha produït hidrogen, sempre posarem H2 i mai posarem H. O si 

diem que el clor reacciona amb el sodi, sempre entendrem que es tracta de Cl2, i no de 

Cl atòmic.



Coherència de les equacions químiques 

En segon lloc, a l’hora d’escriure una reacció química sempre ens hem d’assegurar que 

sigui coherent, és a dir, els mateixos elements que apareixen els reactius han d’aparèixer 

en els productes. Per exemple la reacció 

NaOH + HCl NaCl 

No és correcta ja que en els reactius hi ha hidrogen i oxigen, elements que no apareixen 

en els productes. 

Un altre exemple podria ser 

CaCO3 + calor CaO + CO2 + H2O 

En aquest cas, apareix aigua en els productes mentre que no hi ha hidrogen en els 

reactius, per tant tampoc és correcte. 

Conservació de la massa en les reaccions químiques 

Finalment cal ajustar la reacció química. És a dir, que la massa es conservi i això ho fem 

imposant que hi hagi el mateix número d’àtoms tan els reactius com en els productes de 

la reacció. 

AMPLIACIÓ 

En la majoria de vegades és fàcil ajustar una reacció química tantejant alguns valors 

pels coeficients, però pot haver-hi algun cas que no sigui tan fàcil com per exemple 

la següent reacció que ja heu vist: 

Fe2O3 + CO Fe + CO2 

Si no surt provant números, sempre es poden posar incògnites i , després, calcularles. 

Així: 

a Fe2O3 + b CO c Fe + d CO2 

Idò, tenim quatre incògnites, a, b, c i d, i la conservació de la massa imposa que: 

a . 2 = c ; a . 3 + b. 1 = d . 2 ; b . 1 = d . 1 

que són tres equacions i, per tant, ens manca una equació per trobar les quatre 

incògnites. Aquesta situació es resol donat un valor arbitrari a una de les incògnites, 

per exemple: 

Si a = 1. implica, per la primera equació, que c=2 . 

Per altra banda la tercera equació ens diu que b = d. Substituint aquestes dos 

condicions en la segona equació ens queda: 

3 + b = 2 b b = 3 ; conseqüentment d = 3 

Per tant, l’equació ens queda: 

Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 

39



Alguns tipus de reaccions químiques 

REACCIONS EN QUÈ INTERVÉ L’OXIGEN 

Són reaccions que ja coneixeu de l’any passat. Són reaccions a les quals donem nom 

especials com és el de combustió o l’oxidació de metalls. Anem a veure algunes d’elles. 

Combustions: 

En aquestes reaccions una substància es combina amb l’oxigen i es formen noves 

substàncies, normalment òxids dels elements que intervenen i es desprèn una important 

quantitat d’energia. Les flames que veiem són el lloc on es produeix la reacció química i 

la flama és la visualització de l’energia que es desprèn . Per exemple, el sulfur de 

carboni crema donant: 

CS2 + O2 CO2 + SO2 

Un dels casos més interessants són les reaccions dels denominats combustibles, benzina, 

metà, alcohol, propà, ... . Són substàncies que estan formades principalment per carboni, 

hidrogen i algunes també tenen oxigen i, en general, reben el nom 

d’HIDROCARBURS. 

En aquests casos la reacció sempre és la mateixa: 

Combustible (substància que cremem) + O2 CO2 + H2O 

Exemple 1: Combustió del butà. 

C4H10 + 

13 

O2 4 CO2 + 5 H2O 

2 

L’ajust d’aquestes reaccions també sempre és el mateix. Primer cal ajustar els 

carbonis, després els hidrògens i, finalment, els oxígens. Per aquests últims, cal iniciar 

la comptabilitat pels productes i, després, posar el coeficient idoni a la molècula 

d’oxigen dels reactius. 

Exemple 2: Combustió de l’alcohol 

CH3CH2OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O 

40


41 


Cal dir que tan sols es forma diòxid de carboni en les combustions d’hidrocarburs quan 

hi ha suficient d’oxigen disponible. Quan no hi ha prou oxigen per reaccionar es forma, 

a la vegada, monòxid de carboni i, fins i tot, carboni sol “carbonilla”. Això ho podeu 

veure fàcilment tancant el pas d’aire del encenedors bunsen del laboratori i posant un 

recipient blanc per sobre de la flama i veureu que queda emmascarat. Les reaccions són 

les següents: 

C4H10 + 

C4H10 + 

C4H10 + 

13 

O2 4 CO2 + 5 H2O 

2 

9 

O2 4 CO + 5 H2O 

2 

5 

O2 4 C + 5 H2O 

2 

Les tres es produeixen simultàniament quan manca oxigen i segur que si es produeix la 

tercera també es produeix la segona i aquesta és extremadament perillosa. El CO és 

molt tòxic. 

Oxidació de metalls 

Són les reaccions de formació dels òxids. De fet la majoria de metalls els trobem en les 

mines en forma d’òxids. Exemples: 

Fe + O2 FeO 

Fe + O2 Fe2O3 

Mg + O2 MgO 

Na + O2 Na2O 

Ca + O2 CaO 

En general, la tasca dels alts forns és just el contrari. És a dir obtenir el metall a partir 

dels òxids. Aquest procés rep el nom de reducció i es realitza a altes temperatures i 

combinant l’òxid amb un element que tingui més tendència a reaccionar amb l’oxigen 

que el propi metall, algunes de les substàncies més utilitzades és el carboni, o monòxid 

de carboni. També es pot utilitzar hidrogen, però surt més car . Les reaccions són dels 

tipus: 

FeO + C Fe + CO2 

CuO + C Cu + CO2 

CuO + H2 Cu + H2O



Àcids i bases 

Les reaccions dels àcids ja les coneixeu, reaccionen amb els metalls formant sals i 

produint hidrogen: 

Zn + HCl ZnCl2 + H2 

Els àcids també reaccionen amb les pedres calcàries i desprenen diòxid de carboni: 

CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O 

Els àcids reaccionen amb les bases produint sals més aigua. 

KOH + HCl KCl + H2O 

Exemple 3: Càlculs en reaccions químiques (Estequiometria). 

El Titani (Ti) és un element abundant a la natura (un 0,6% de l’escorça terrestre), per 

les seves propietats: resistent, de baixa densitat i de difícil corrosió, és cada vegada 

més emprat en la indústria aeroespacial i també per a fer implantaments ossis i 

dentals. 

Es treballa a la indústria en forma de tetraclorur de titani (TiCl4), que s’obté del 

mineral anomenat “rutil”, que és un òxid de titani (TiO2), fent-lo reaccionar a 800ºC 

amb carboni i clor i s’obté monòxid de carboni com a subproducte. La reacció és la 

següent: 

TiO2 + C + Cl2 -> TiCl4 + CO 

a) Ajusta la reacció 

b) Quants àtoms de carboni reaccionen amb 100 molècules de rutil? 

c) Quants grams de TiCl4 s’obtenen si reaccionen 120 g de carboni ? 

Solució: 

a. TiO2 + 2 C + 2 Cl2 -> TiCl4 + 2 CO 

b. La reacció química ajustada ens diu que per cada molècula de rutil reaccionen 

2 àtoms de carboni. Per tant, amb 100 molècules de rutil hauran de reaccionar 

200 àtoms de carboni. Formalment ho podem escriure així: 

100molecules( 

TiO 

2àtoms( 

C) 

) x 

1molècula( 

TiO 

2 = 

2 

) 

200àtoms( 

C) 

c. Les masses molars del tetraclorur de titani i del carboni són respectivament 

M(TiCl4)=79,9g/mol i M(C)=12 g/mol. 

1mol( 

C) 

1mol( 

TiCl4 

) 189, 

9g( 

TiCl4 

) 

120g ( C) 

x x 

x 

= 949, 

5g( 

TiCl4 

) 

12g( 

C) 

2mol( 

C) 

1mol( 

TiCl4 

) 

El procés seguit és sempre el mateix, és el recomanat en la pàgina 33, com a primer 

pascal passar les dades que ens donen a mols, en el segon utilitzem la informació que 

ens dóna la reacció química (en aquest pas posem el factor de conversió de manera que 

es simplifiquin les unitats que no volem, aquí els mols de carboni). El tercer pas 

consisteix en passar a grams els mols de tetraclorur de titani. 

42



Problemes reaccions químiques 

1. Ajusta totes les reaccions que han sorgit al llarg d’aquest text i que encara no ho 

estiguin. 

2. Mira si les següents reaccions són coherents o no. Completa, afegeix el que calgui i 

ajusta la reacció química. 

a. H2 + O2 

b. KClO3 KCl + 

c. C2H6 + O2 

d. HCl + Cu AgCl + H2O 

e. H2SO4 + Zn 

f. HCl + Ca(OH)2 

g. SO2 + SO3 

h. H2SO4 + Cu CaSO4 + SO2 + H2O 

i. NH3 + NO + 

j. HNO3 + Ba(OH)2 

k. CuCO3 CuO + CO2 + H2O 

3. En la reacció de combustió del benzè C6H6 s’obté CO2 i vapor d’aigua. 

a) Escriu la reacció i ajusta-la. 

b) Quants mols de CO2 s’obtenen al cremar 3,9 g de benzè ? 

c) Quants grams de benzè calen per a obtenir 900 g de vapor d’aigua? 

Sol: b) 0,3 mols C O2 ; c) 1300 g de benzè 

4. Una reacció que es pot fer és la reacció d’obtenció de l’àcid clorhídric HCl a partir 

dels seus elements, els gasos hidrogen i clor: H2 i Cl2 

a) Escriu i ajusta la reacció 

b) Quantes molècules de HCl s’obtenen si reaccionen 12 molècules de clor? 

c) Quants mols d’àcid clorhídric s’obtindran si reaccionen 12 g de hidrogen? 

Sol: b) 24 molècules de HCl ; c) 12 mols HCl 

43



5. La reacció que s’empra en la indústria per a obtenir “salfumant” (àcid clorhídric) és 

fer reaccionar en calent sal comú (Clorur de Sodi) NaCl amb l’àcid sulfúric, 

H2SO4 . La reacció és la següent: 

NaCl + H2SO4 -> Na2SO4 + HCl 


b) Quants mols d’àcid sulfúric fan falta per a obtenir 10 mols de HCl? 

c) Quants quilograms de sal fan falta per a obtenir 100 kg de salfumant? 

Sol: b) 5 mols de sulfúric ; c) 160,3 g NaCl 

6. Al cremar gas-oil, com aquest sempre conté sofre (en els petrolis de Rússia n’hi ha 

molt) a l’atmosfera s’emet diòxid de sofre: SO2 . Aquest en contacte amb el 

vapor d’aigua atmosfèric, reacciona donant àcid sulfurós: H2SO3. Aquest és un 

dels principals responsables de la pluja àcida que provoca deforestació als països 

amb molta indústria: 

La reacció és la següent: 

SO2 + H2O -> H2SO3 

Ajusta la reacció. 

a) Si una fàbrica emet a l’atmosfera 400 tones de SO2 quina quantitat d’àcid 

sulfurós s’haurà format ? 

Sol: 512,5 tones 

7. En la reacció de fermentació dels sucres per a obtenir alcohol una reacció bàsica és la 

transformació de la glucosa C6H12O6 en alcohol etílic o etanol CH3CH2OH 

obtenint-se a més CO2 . La reacció de fermentació és la següent: 

C6H12O6 -> CH3CH2OH + CO2 

a) Ajusta la reacció (comença per l’hidrogen que és el que menys es repeteix) 

b) Quants mols de CO2 s’obtenen al fermentar 900 g de glucosa. 

c) Quantes molècules de CO2 s’obtenen si fermenten 2 mols de glucosa ? 

Sol: b) 10 mols de CO2 ; c) 2,4.10 24 molècules 

8. La respiració en els éssers vius és un procés complicat que des del punt de vista 

químic equival a cremar glucosa C6H12O6 per a obtenir CO2 i vapor d’aigua. La 

reacció de respiració és la següent: 

C6H12O6 + O2 -> H2O + CO2 


b) Quants grams de CO2 produïm en un dia si una persona normal empra uns 

120 mols de oxigen? 

Sol: b) 5280 g NaCl 

44


45 


9. Una reacció típica de precipitació que serveix per a detectar clorurs és mesclar en 

l’aigua que conté clorurs, per exemple clorur de sodi NaCl (sal comú), una 

dissolució de Nitrat de Plata AgNO3. 

Es forma un precipitat blanc de clorur de plata AgCl. La reacció és la següent: 

AgNO3 + NaCl -> AgCl + NaNO3 

a) Quina quantitat de sal hi havia dintre d’un got d’aigua on s’han recollit 30 g 

de AgCl. 

Sol: 12,2 g de sal 

10. En la reacció d’identificació de carbonats que empren els geòlegs, es posen unes 

gotes d’àcid clorhídric sobre una roca i si aquesta conté carbonat de calci 

(màrmols, marès etc...) s’observa que es desprèn CO2 i queda un residu de clorur 

de calci ( CaCl2) 


b) Quants mols de clorur de calci s’obtenen si es posen 0,2 g d’àcid clorhídric 

sobre una roca calcària? 

c) Quina és la quantitat en grams CO2 que s’obtindran ? 

Sol: b) 0,0027 mols ; c) 

11 El ferro es sol obtenir de menes minerals d’hematites (òxid de ferro III) Fe2O3. 

En un alt forn es redueixen les hematites a ferro metàl·lic emprant un corrent de 

monòxid de carboni ( CO). La reacció és la següent: 

Fe2O3 + 3 CO -> Fe + CO2 

a) Acaba d’ajustar la reacció 

b) Quants mols de CO fan falta per a obtenir 1 kg de Ferro? 

c) Quantes tones de hematites (Fe2O3) s’han de comprar al subministrador si 

vull obtenir 2 tones de ferro ? 

Sol: b) 26,8 mols CO ; c) 2,86 tones d’hematites 

12 El Titani (Ti) és un element abundant a la natura (un 0,6% de l’escorça 

terrestre), per les seves propietats: resistent, de baixa densitat i de difícil 

corrosió, és cada vegada més emprat en la indústria aeroespaial i també per a fer 

implantaments ossis i dentals. 

Es treballa a la indústria en forma de tetraclorur de titani (TiCl4), que s’obté del 

mineral anomenat “rutil”, que és un òxid de titani (TiO2), fent-lo reaccionar a 

800ºC amb carboni i clor i s’obté monòxid de carboni com a subproducte. La 

reacció és la següent: 

TiO2 + C + Cl2 -> TiCl4 + CO 


b) Quants àtoms de carboni reaccionen amb 100 molècules de rutil? 

c) Quants grams de TiCl4 s’obtenen si reaccionen 120 g de carboni ?


46 


13 Per a obtenir zinc (Zn) s’empra bàsicament un mineral anomenat “blenda” que 

és sulfur de zinc (ZnS). Aquest també s’empra per a obtenir sulfat de zinc 

(ZnSO4) . Aquesta és una substància molt emprada en la indústria tant en la 

tèxtil com en la fabricació de pinsos per animals. El zinc s’empra per a fabricar 

piles. 

Les reaccions esmentades amb el sulfur de zinc son les següents: 

(I) ZnS + O2 + C -> Zn + SO2 + CO2 

(II) ZnS + H2SO4 + O2 -> ZnSO4 + SO2 + H2O 

a) Ajusta les reaccions 

b) Quants grams de Zn s’obtenen si reaccionen 1 kg de sulfur de zinc? 

c) Quants grams de Sulfat de Zinc s’obtenen si reaccionen 196g d’àcid sulfúric 

en la reacció II? 

Sol: b) 671,5 g Zn ; c) 322,8 g de sulfat de Zinc. 

14 El crom (Cr) és un dels metalls més importants en la indústria per les seves 

propietats protectores d’altres metalls: els cromats. Per a obtenir-lo s’empra un 

mineral anomenat “cromita” que és un cromat de ferro: Fe(CrO2)2 Aquest sols 

abunda en un 0,0122 % a l’escorça terrestre. Per a poder-lo emprar el cromat de 

ferro se’l transforma en cromat de sodi: Na2CrO4 emprant carbonat de sodi 

Na2CO3 i oxigen. 

Fe(CrO2)2 + Na2CO3 + O2 -> Na2CrO4 + Fe2O3 + CO2 


b) Quants grams de carbonat de sodi s’han menester per a obtenir 500 g de 

cromat de sodi ? 

c) Quantes molècules de gas oxigen fan falta per a obtenir 40 mols de CO2 ? 

Sol: b) 327,2 g de carbonat de sodi ; c) 2,1.10 25 molècules 

d’oxigen.



EXÀMENS DE CURSOS ANTERIORS 

IES CAP DE LLEVANT FÍSICA I QUÍMICA 

4t ESO ____ Nom _________________________________________________ 

Dades: 1 u equival a 1,66·10 -24 g 

1r (3) L’alumini és un metall que segons la taula periòdica té massa atòmica 

26,9815 i nombre atòmic 13 

a) Quants protons, electrons i neutrons té l’ àtom d’alumini més abundant a la 

natura? 

b) Amb la informació que tens, justifica si podríem trobar a la natura una àtom 

d’alumini amb 14 protons. 

c) Dóna la quantitat d’electrons, neutrons i protons d’un isòtop de l’alumini més 

abundant. 

2n (3) a) Distribueix per capes els electrons del potasi, K i del sofre S. 

b) Quines seran les propietats del potasi i del sofre segons les seves 

configuracions electròniques. 

c) Quins ions formaran el potasi i el sofre ? 

3r (2) Quina és la massa en grams d’un àtom de silici Si ? 

47



4t (3) a) Quines són les masses relatives dels següents elements: N, Br, Ca, Hg 

b) Quines són les masses atòmiques dels següents àtoms: P, Cs, Ne, Na 

c) Quines són les masses moleculars de les següents molècules: KOH ; 

Na2 SO4 ; Al2 (ClO4)3 

5è (4) M’han regalat un anell d’or (Au) pur de massa 20 g . 

a) Quants àtoms hi ha en aquest anell ? 

b) Quants mols d’àtoms d’or hi ha a l’anell? 

6è (3) M’han demanat que prepari 0,02 mols de sulfat de magnesi MgSO4 Quants 

grams de sulfat de magnesi hauré de pesar ? 

7è (4) Una bombona té 12.5 kg de butà (C4H10) a) Quants mols de molècules de butà 

hi ha en una bombona? 

b) Quants àtoms de carboni ni ha dins la bombona? 

8è (2) El diàmetre d’un àtom de sodi (Na) és de l’ordre de 3,2 ·10 -8 cm . 

Quin volum ocuparan 10 g de sodi suposant que els àtoms estan empaquetats 

com esferes o cubs que es toquen uns amb els altres. 

48




4t ESO ____ Nom _________________________________________________ 

Dades: 1 u equival a 1,66·10 -24 g 

1. (1,75) Calcula: 

a. El número d’àtoms que hi ha en 46 g de sodi. 

b. El volum que ocuparà la massa de 46 g de sodi, sabent que el radi d’un àtom 

de sodi és d’1,86x10 -8 cm. 

c. Calcula la densitat del sodi en grams/cm 3 . Creus que suraria sobre l’aigua?. 

2. (1,25) A partir de les dades que surten a la taula periòdica indica dos possibles 

isòtops del sodi però que un d’ells sigui el que creus més abundant a la natura. 

Justifica l’elecció. 

a. Per l’isòtop més abundant, indica el número de protons, neutrons i electrons 

que tindrà. Escriu el seu número màssic i el seu número atòmic. 

b. Fes el mateix que en l’apartat anterior però pel ió de sodi, Na + . 

3. (1,5) Indica, amb ajuda de la informació que et dóna la taula periòdica, el nombre 

d’electrons que tenen els següents àtoms en cada capa o nivell. 

a. Indica i justifica si creus que en aquesta llista hi ha àtoms que tindran 

propietats químiques semblants. 

Element Nombre atòmic Primera capa Segona capa Tercera capa 

Heli 

Liti 

Beril·li 

Carboni 

Neó 

Sodi 

Silici 

49



4. (0,5) Dóna masses de carboni, sofre i magnesi de manera que puguis assegurar que 

hi ha el mateix número d’àtoms de carboni, sofre i magnesi. Justifica la resposta. 

5. (1,5) Calcula: 

a. La massa de 0,3 mols de metà, CH4. 

b. Calcula els mols que hi en 100 g de clorur de sodi, NaCl. 

c. Calcula la massa de 4,25x10 24 molècules d’aigua, H2O. 

6. (2,0) La reacció de combustió del metà és la següent: 

CH4 + O2 CO2 + H2O 

a. Ajusta la reacció química i posa davall el seu significat en mols. 

b. Si fem reaccionar 0,4 mols de metà, quants mols d’oxigen es necessiten? 

Quants mols de diòxid de carboni i d’aigua es formaran?. 

c. Quants mols de metà i oxigen han de reaccionar per obtenir 3 mols de diòxid 

de carboni? 

d. Amb 100g de metà, quants grams de vapor d’aigua obtindrem?. 

50




4t ESO ____ Nom _________________________________________________ 

1. Formula: 

Hidrur de potassi 

Triòxid de sofre. 

Òxid de plom II 

Hidròxid de ferro III 

Amoníac 

Posa nom a: 

- CO 

- HCl 

- H2S 

- Pb(NO3)2 

- Zn(OH)2 

Àcid fosfòric 

Clorur de calci 

Carbonat de potassi 

Iodur de plom II 

Àcid bromhídric 

- BaH2 

- CuCO3 

- NaCl 

- BaSO4 

- KI 

2. a) Quants grams d’hidròxid de sodi, NaOH, calen per preparar 2 litres d’una 

dissolució 0,1 molar. 

b) Si agafem 200 cm 3 d’una dissolució 0,2 molar de nitrat de potassi, KNO3, quants 

grams de nitrat de potassi hem agafat?. 

3. El ferro exposat a la intempèrie augmenta la seva massa degut a que s’oxida i forma 

òxid de ferro (III). 

a. Escriu i ajusta la reacció química. 

b. Si 100 g de ferro s’oxiden completament, quina seria la massa d’òxid de 

ferro format?. 

c. Si tenim un tros de 10g de ferro exposat a la intempèrie, s’observa que 

augmenta la seva massa 0,5g , degut a la formació d’òxid de ferro (III). 

Calcula la massa de ferro que ha reaccionat amb l’oxigen i la massa de ferro 

que ha quedat sense reaccionar. 

51



4. Escriu la reacció de combustió del propà, C3H8,. 

a. Calcula el número de mols de diòxid de carboni que s’obtindran si cremem 

8,8 g de propà. 

b. Calcula la massa d’oxigen que reaccionarà amb 2,2 g de propà. 

5. Quan fem reaccionar d’alumini amb clorur d’hidrogen, àcid clorhídric, HCl, es 

forma clorur d’alumini i hidrogen gas. 

a. Escriu i ajusta la reacció química. 

b. Si fem reaccionar 2 grams d’alumini, quina massa de clorur d’hidrogen 

necessitarem? 

c. Si el clorur d’hidrogen l’hem d’agafar d’una dissolució de salfumant 0,3 

molar, quin volum d’aquesta dissolució emprarem?. 

6. Suposant que l’aigua de mar conté una mitjana de 2,8% en massa de clorur de sodi, 

NaCl, calcula la concentració de la dissolució, molaritat, sabent que la densitat de 

l’aigua de mar és ρ= 1,03 g/cm 3 . 

52


4t ESO ____ Nom _________________________________________________ 

1. En la reacció de combustió del metanol (alcohol de cremar) CH3-OH s’obté 

vapor d’aigua i diòxid de carboni. 


b) Quants mols de diòxid de carboni s’obtenen si es cremen 160 g de 

metanol? 

c) Quants grams de vapor d’aigua s’obtindrà ? 

2. a) Quina quantitat d’àcid sulfúric H2SO4 fa falta pesar per a preparar 250 

cm 3 d’una dissolució 0,2 molar d’acid sulfúric? 

b) Una dissolució d’hidròxid de potasi (KOH) està al 2% en pes, quants de 

mols de solut hi ha en 500 grams de dissolució? 

3. Una dissolució d’ àcid clorhídric, HCl 0,5 molar, es fa reaccionar sobre una 

mostra de carbonat de calci CaCO3 (màrmols, marès etc...) s’observa que es 

desprèn CO2 i queda un residu de clorur de calci ( CaCl2) i aigua. 


b) Quants mols de clorur de calci s’obtenen si reaccionen 20g de carbonat 

de calci. 

c) Quin volum de dissolució d’àcid clorhídric cal fer reaccionar per a 

obtenir 5,5 grams de CO2 ? 

4. En la reacció de precipitació del cromat de bari BaCrO4 , es mescla 10 g de 

clorur de bari, BaCl2 i 10 g de Cromat de Potasi K2CrO4 . El cromat de bari 

precipita i el clorur de potasi, KCl, queda en dissolució. 


b) Si ara es filtra el precipitat, quina quantitat de K2CrO4 s’haurà 

obtingut? 

c) Quin dels reactius ha quedat en excés? Podríes calcular la quantitat que 

ha quedat sense reaccionar? 

53

QuÍmiCA - ies cap de llevant

Create successful ePaper yourself

Delete template?

Save as template?