Reacciones en disolución acuosaCapítulo4

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4.1

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias

El soluto es(son) la sustancia(s) presente en menor cantidad(es)

El disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad

Disolución Disolvente Solutobebida no

alcohólica (l)Aire (g)

Soldadura suave (s)

H2O

N2

Pb

Azúcar, CO2

O2, Ar, CH4

Sn

Todos los solutos se disuelven en agua

Estos solutos se pueden agrupar en dos categorias:

1.Electrolitos: es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad.

2.No electrolitos: es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que no conduce la electricidad.

4.1

Método para distinguir entre sustancias electrolíticas y no electrolíticas

no electrólito electrólito débil electrólito fuerte

4.1

Agua pura Agua puraÁcido nitroso

Agua puraCloruro de sodio

Electrólito fuerte: 100% disociación

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Electrólito débil: no se disocia completamente

CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

¿Conduce electricidad en la disolución?

Cationes (+) y Aniones (-)

4.1

Separación de un compuesto en sus aniones y cationes

Reacción reversibleEquilibrio químico

Hidratación es el proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera específica.

H2OMolécula neutra

con polos positivos y negativos

Un no electrólito no conduce electricidad?

No cationes (+) y aniones (-) en disolución

4.1

C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac)H2O

Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólito

HCl CH3COOH (NH2)2CO

HNO3 HF CH3OH

HClO4 HNO2 C2H5OH

NaOH H2O C12H22O11

Compuestos iónicos

La formación de un precipitadoCambio de temperaturaFormación de algún gasCambio de olor Cambio de color

Cambio químico

Las reacciones químicas se clasifican de dos maneras

Depende de como se comportan las sustancias

cuando reaccionan

Depende del proceso químico que ocurre al efectuarse la reacción

•Reacciones de combinación: Union de dos elementos o dos

compuestos. Hay liberación de energía, el producto es más estable que

los reactivos

•Reacciones de descomposición: Cuando un compuesto se transforma

en sustancias más simples. Se requiere energía

•Reacciones de desplazamiento: Cuando un elemento metálico más

activo desplaza otro elemento de menor actividad.

•Reacciones de doble desplazamiento: Ocurre únicamente cuando

cuando las especies estan en disolución.

Depende de como se comportan las sustancias cuando reaccionan

Depende del proceso químico que ocurre al efectuarse la reacción

Acido-base o neutralización

Precipitación

Oxidación- reducción (REDOX)

Formación de complejos

Reacciones de precipitación

Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución

PbI2

Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)

precipitado

4.2

Solubilidad: Maxima cantidad de soluto que se disolverá en una determinada cantidad de

disolvente

Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 250C

Compuestos solubles ExcepcionesCompuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH4

+

NO3-, HCO3

-, ClO3-

Cl-, Br-, I- Halogenuros de Ag+, Hg22+, Pb2+

SO42- Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+,

Hg2+, Pb2+

Compuestos insolubles Excepciones

CO32-, PO4

3-, CrO42-, S2- compuestos que contengan iones

de metales alcalinos y NH4+

OH- Compuestos que contenGAN iones de metales alcalinos y Ba2+

4.2

Reacciones de precipitación

Ecuaciones moleculares, ionica general, ionica neta

ecuación molecular

ecuación iónica

ecuación iónica neta

Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3

-

Na+ y NO3- son iones espectadores

PbI2

Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)

precipitado

Pb2+ + 2I- PbI2 (s)

4.2

Cómo escribir las ecuaciones iónicas netas

1. Escriba una ecuación molecular balanceada.

2. Escriba la ecuación iónica que muestra los electrólitos fuertes.

3. Determine el precipitado de las reglas de solubilidad.

4. Cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación iónica.

AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)

Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl (s) + Na+ + NO3

-

Ag+ + Cl- AgCl (s)4.2

Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata con cloruro de sodio.

Ácidos

Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.

Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno.

Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir el gas dióxido de carbono.

Tiene un sabor amargo.

Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases.

Bases

4.3

Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua

Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua

4.3

Un ácido Brønsted es un donador de protonesUna base Brønsted es un aceptor de protones

ácidobase ácido base

4.3

Un ácido Brønsted debe contener por lo menos un ¡protón ionizable!

Ácidos monopróticos

HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-

CH3COOH H+ + CH3COO-

Electrólito fuerte, ácido fuerte,

Electrólito fuerte, ácido fuerte,

Electrólito débil, ácido débil,

Ácidos dipróticosH2SO4 H+ + HSO4

-

HSO4- H+ + SO4

2-

Electrólito fuerte, ácido fuerte,

Electrólito débil, ácido débil,

Ácidos tripróticosH3PO4 H+ + H2PO4

-

H2PO4- H+ + HPO4

2-

HPO42- H+ + PO4

3-

Electrólito débil, ácido débil,

Electrólito débil, ácido débil,

Electrólito débil, ácido débil,

4.3

Reacción de neutralización

ácido + base sal + agua

HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O

H+ + OH- H2O

4.3

Reacciones de oxidación-reducción(reacciones de transferencia de electrones)

2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

Oxidación semirreacción (pierde e-)

Reducción semirreacción (gana e-)

2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-

2Mg + O2 2MgO 4.4

4.4

Un trozo de zincmetálico se

colocaen una

disoluciónacuosa de

CuSO4

Los iones Cu2+ se convierten en átomos de Cu.

Los átomos de zinc entran a la disolucióncomo iones de Zn2+

Cuando se coloca un trozo de alambre de

Cu en una disolución acuosa de AgNO3 los

átomos Cu entran a la disolución como iones Cu2+

y los iones Ag+ se convierten en Ag metálica.

Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s)

Zn es oxidada Zn Zn2+ + 2e-

Cu2+ es reducidoCu2+ + 2e- Cu

Zn es el agente reductor

Cu2+ es el agente oxidante

4.4

El alambre cobrizo reacciona con el nitrato de plata para formar el metal de plata. ¿Cuál es el agente oxidante en la reacción?

Cu (s) + 2AgNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)

Cu Cu2+ + 2e-

Ag+ + 1e- Ag Ag+ es reducido Ag+ es el agente oxidante

Número de oxidación

La carga que tendría un átomo en una molécula o un compuesto iónico, si los electrones fueran completamente transferidos.

4.4

Los números de oxidación permiten identificar cuales elementos se oxidan y cuales se reducen en una determinada reacción

Un aumento del número de oxidación indica que el elemento se ha oxidado

Una disminución del número de oxidación indica que el elemento se ha reducido

Número de oxidación

1. Los elementos libres (estado no combinado) tiene un número de oxidación de cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

3. El número de oxidación del oxígeno es generalmente –2.

4.4

Reglas para asignar números de oxidación

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 en la mayoría de los casos. En otros casos, su número de la oxidación es –1.

6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o ion es igual a la carga la neta del ion.

5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre es –1.

HCO3-

O = -2 H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1

C = +4

¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO3

- ?

4.4

NaIO3

Na = +1 O = -2

3x(-2) + 1 + ? = 0

I = +5

IF7

F = -1

7x(-1) + ? = 0

I = +7

K2Cr2O7

O = -2 K = +1

7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0

Cr = +6

Los números de oxidación de todos los elementos:

4.4

No hay un procedimiento sencillo que permita identificar un proceso REDOX

Cualquier cambio en el número de oxidación garantiza que la reacción es de carácter REDOX por

naturaleza

Tipos de reacciones de oxidación-reducción

Reacción de combinación

Reacción de descomposición

4.4

Reacciones de desplazamiento

Reacción de desproporción

Reacciones de combustión

Tipos de reacciones de oxidación-reducción

Reacción de combinación

A + B C

S + O2 SO2

Reacción de descomposición

2KClO3 2KCl + 3O2

C A + B

0 0 +4 -2

+1 +5 -2 +1 -1 0

4.4

Reacciones de desplazamiento

A + BC AC + B

Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2

TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2

Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2

Desplazamiento de hidrógeno

Desplazamiento de metal

Desplazamiento de halógeno

Tipos de reacciones de oxidación-reducción

4.4

0 +1 +2 0

0+4 0 +2

0 -1 -1 0

La serie de actividad de los metales

M + BC AC + B

Reacción de desplazamiento

M es metalBC es ácido o H2O

B is H2

Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2

Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2

4.4

De

spla

zan

el h

idró

ge

no d

e lo

s ác

ido

s

De

spla

zan

el h

idró

ge

no d

el

vap

or

de a

gu

a

De

spla

zan

e

l hid

róg

eno

de

l a

gua

fría

Reacción de desproporción

Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O

El elemento es simultáneamente oxidado y reducido.

Tipos de reacciones de oxidación-reducción

Química del cloro

0 +1 -1

4.4

Ca2+ + CO32- CaCO3

NH3 + H+ NH4+

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Ca + F2 CaF2

Precipitación

Ácido-Base

Redox (H2 Desplazamiento)

Redox (Combinación)

Clasifique las reacciones siguientes:

4.4

Estequiometría de las disoluciones

La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o disolución .

M = molaridad =moles de soluto

litros de disolución

¿Qué masa de KI se requiere para producir 500 mL de una solución de 2.80 M de KI?

volúmen KI moles KI gramos KIM KI M KI

500. mL = 232 g KI166 g KI

1 mol KIx

2.80 mol KI

1 L solnx

1 L

1000 mLx

4.5

4.5

Cómo preparar una disolución de molaridad conocida

Marca que muestrael volumen conocido

de la disolución

Menisco

Dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada.

Dilución

Solvente adicionado

Moles de soluto antes de la dilución

(i)

Moles de soluto después de la dilución

(f)

=

MiVi MfVf=4.5

¿Cómo prepararía 60.0 mL de 0.2 M de HNO3 de una disolución existente de 4.00 M HNO3?

MiVi = MfVf

Mi = 4.00 Mf = 0.200 Vf = 0.06 L Vi = ? L

4.5

Vi =MfVf

Mi

=0.200 x 0.06

4.00= 0.003 L = 3 mL

3 mL de ácido + 57 mL de agua= 60 mL de disolución

Análisis gravimétrico

4.6

1. Disuelva la sustancia desconocida en agua

2. El reactivo desconocido con la sustancia conocida para formar un precipitado

3. Filtre y seque el precipitado

4. Pese el precipitado

5. Use la fórmula química y masa del precipitado para determinar la cantidad de ion desconocido

ValoracionesEn una valoración una disolución de concentración exactamente conocida se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete.

Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa.

Indicador: sustancia que cambia de color en (o cerca de) el punto de equivalencia.

Despacio agregue la base al ácido desconocido

hasta que el indicador cambie de color

4.7

¿Qué volumen de una disolución de 1.420 M NaOH se requiere para valorar 25.00 mL de una disolución de 4.50 M H2SO4 ?

4.7

¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA!

volumen ácido moles ácido moles base volumen base

H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4

4.50 mol H2SO4

1000 mL solnx

2 mol NaOH

1 mol H2SO4

x1000 ml soln

1.420 mol NaOHx25.00 mL = 158 mL

M

ácido

rx

coef.

M

base