UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 1 Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas Química General para Ingeniería Unidad 3 y 4 Tema: Reacciones químicas,

UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4

1

Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas

Química General para Ingeniería

Unidad 3 y 4

Tema: Reacciones químicas, estequiometría y soluciones


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REACCIONES QUÍMICAS y SOLUCIONES ACUOSAS.

• Ecuaciones químicas: escritura, balanceo y significado• Disoluciones acuosas: definición, tipos de soluciones, concentración y unidades de concentración. • Algunos tipos de reacciones químicas.

NOTA: el desarrollo de esta unidad requiere de conocimientos de nomenclatura.


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Se denomina REACCIÓN QUÍMICA al proceso que permite que una o más sustancias se transformen en otras sustancias.


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• La reacción química es sólo un reordenamiento de átomos.

• En la reacción química se conserva el número de átomos.

• En la reacción química NO se interviene el núcleo de los átomos.

• La REACCIÓN QUÍMICA se representa, en forma abreviada, mediante una ECUACIÓN QUÍMICA.


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• Como toda ecuación, la ecuación química (e.q.), tiene dos miembros.

• Las sustancias al lado izquierdo se denominan REACTANTES o reaccionantes y las del lado derecho, PRODUCTOS.

Reactantes = Productos

• El signo = puede reemplazarse por

y su significado es “se transforma en”.


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• En la e.q. tanto los REACTANTES como PRODUCTOS se representan mediante la FÓRMULA del compuesto ó el SÍMBOLO del elemento.

• En la e.q. se trata de incorporar el máximo de información posible.


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• El estado en que participan reactantes y productos, se indica en forma abreviada y entre paréntesis inmediatamente después de la fórmula o del símbolo.

Ejemplos.

H2 O(l) CO(g) H2 O(s) H2SO4 (aq)

donde

(s) = sólido; (l) = líquido; (g) = gas

(aq) ó (ac) = en solución acuosa


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• La ecuación debe escribirse en forma balanceada. Esto requiere que para cada elemento se cumpla:

N° de átomos en REACTANTES = N° de átomos en PRODUCTOS

• El balance de una e.q. se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un N° que permita cumplir con el requisito indicado en el punto anterior.


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• Este número se determina “ensayando” (por tanteo) y en casos más complicados se recurre a métodos específicos para balancear ecuaciones.

• Una vez balanceada la ecuación es necesario saber INTERPRETARLA.

• La interpretación de una ecuación química permite hacer cálculos (cuantitativos).


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A continuación se dan ejemplos de:

• Reacciones (descripción).• Ecuaciones (escritura).• Balance de ecuaciones.• Interpretación de ecuación.


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Reacciones/Balance/ejemplo 1.

El óxido nítrico, NO, se forma a partir de N2 y de O2. Esta reacción ocurre en motores de combustión, hornos de soplado, en tormentas eléctricas y cada vez que el aire se calienta fuertemente. Para la reacción de formación del óxido nítrico:

a) identifique reactantes y producto b) escriba la ecuación (balanceada)c) interprétela en términos de:

- partículas (moléculas o átomos)

- moles - masa


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Sustancias Fórmula Estado Reactante o Producto

Nitrógeno: N2 (g) Reactante

Oxígeno: O2 (g) Reactante a)

Óxido nítrico: NO (g) Producto

Reacción: N2(g) + O2(g) = NO(g)

Balance: N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) b)

ó 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) = NO(g)


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c) Interpretación de la ecuación:

N2(g) + O2(g) = 2 NO(g)

1 molécula 1 molécula 2 moléculas

1 mol 1 mol 2 moles

28,014 uma 32,000 uma 2 x 30,007 uma

28,014 g 32,000 g 60,014 g


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En el flash de una cámara fotográfica ocurre

el siguiente cambio: un alambre de magnesio

reacciona con oxígeno y produce óxido de

magnesio. A consecuencia de este cambio se

produce un calentamiento del sistema y una

iluminación.


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Sustancias Fórmula Estado Reactante o ProductoMagnesio: Mg (s) Reactante

Oxígeno: O2 (g) ReactanteÓxido de magnesio: MgO (s) Producto

Reacción: Mg(s) + O2(g) = MgO(s)

Balance: Mg(s) + 1/2 O2(g) = MgO(s)

ó 2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s)


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Interpretación de la ecuación:

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

2 átomos 1 molécula 2 unidades fórmula

1,2x1024 átomos 6x1023 moléculas 1,2x1024 unid. fórm.

2 moles 1 mol 2 moles

2 x 24,035 uma 32,000 uma 2 x 40,035 uma

48,070 g 32,000 g 80,070 g


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En motor de combustión de un automóvil ocurre el siguiente cambio: el hidrocarburo octano ( C8H18) es una de los componentes

de la gasolina y él se mezcla con oxígeno del aire quemándose para producir dióxido de carbono y vapor de agua.


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Sustancias Fórmula Estado Reactante o Producto

Octano: C8H18 (l) Reactante

Oxígeno: O2 (g) Reactante

Dióxido de

Carbono: CO2 (g) Producto

Agua: H2O (g) Producto

Reacción: C8H18(l) + O2(g) = CO2(g) + H2O(g)

Balance:

C8H18(l) + 25/2 O2(g) = 8 CO2(g) + 9 H2O(g)


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C8H18(l) + 25/2 O2(g) = 8 CO2(g) + 9 H2O(g)

2 C8H18(l) + 25O2(g) = 16 CO2(g) + 18H2O(g)

2 25 16 18

2x114,232 25x32,00 16x44,011 18x18,016

228,464 g 800,00 g 704,176 g 324,288 g


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Cuando se calientan cristales de clorato de potasio justo hasta antes de su punto de fusión, él reacciona para formar dos compuestos cristalinos: cloruro de potasio y perclorato de potasio.


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Sustancias Fórmula Estado Reactante o ProductoClorato

de potasio: KClO3 (s) ReactanteCloruro

de potasio: KCl (s) ProductoPerclorato de

potasio: KClO4 (s) Producto

Reacción: KClO3(s) = KCl(s) + KClO4(s)

Balance: 4 KClO3(s) = KCl(s) + 3 KClO4(s)


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4 KClO3(s) = KCl(s) + 3 KClO4(s)

4 u. f. 1 u. f. 3 u. f.

4 moles 1 mol 3 moles

4 x 122,5 uma 74,55 uma 3 x 138,5 uma

490,19 g 74,55 g 418,64 g


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N2(g) + O2(g) = 2 NO(g)

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

2 C8H18(l) + 25O2(g) = 16 CO2(g) + 18H2O(g)

4 KClO3(s) = KCl(s) + 3 KClO4(s)

Los números que preceden las fórmulas en la ecuación química se denominan COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.


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Soluciones (disoluciones).

• Definición• Tipos de soluciones

– No-electrolitos– Electrolitos

• Electrolitos fuertes• Electrolitos débiles

• Concentración de soluciones, unidades de concentración


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Definiciones.

SOLUCIÓN: es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.

Recordar el significado exacto de

“homogéneo”.


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• Cualquier sistema homogéneo presenta sólo UNA FASE.

• FASE es una parte homogénea de un sistema.• En un sistema formado por varias fases, ellas

están en contacto pero separadas entre sí por límites bien definidos.

Ejemplos: 1) H2O(l) y H2O(s) 2 fases

2) aceite, mercurio y solución de vinagre 3 fases


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• Las sustancias que forman una solución se denominan COMPONENTES de la solución.

• Una solución tiene dos o más componentes.

• Los componentes de la solución reciben el nombre de:

SOLVENTE (o disolvente)

o

SOLUTO


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• SOLVENTE: es el componente de la solución que actúa como medio para disolver a los otros componentes. Generalmente es el componente mayoritario de la solución (pero no siempre).

• SOLUTO: es el componentes que se disuelven en el solvente.

• Una solución tiene siempre UN SOLVENTE, pero puede tener UNO ó MÁS SOLUTOS.


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¿Qué aspecto tiene una solución?

• El aspecto de una solución depende del estado en que ella se presente.

Ejemplos:

Solución gaseosa: cualquier mezcla de gases, aire

Solución líquida: leche, bebidas:de té, de fantasía...

Solución sólida: aceros (Fe, C, W, Cr, Mn, Co)

bronce (Cu, 10% Sn)

La solución sólida se denomina aleación.


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¿Cómo se prepara una solución?

• Simplemente mezclando los componentes.

Ejemplos de preparación de solución líquida:

1) gas se disuelve en líquido HCl(g)

Soluto: el gas

Solvente: el líquido


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2) Líquido se disuleve en líquido:

soluto

3) Sólido en líquido:

soluto


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¿Cómo se representa una solución?

• Se escribe la fórmula del soluto seguida de una abreviación del solvente que va entre paréntesis.

Ejemplos: – Solución acuosa de:

• cloruro de sodio => NaCl(ac)

• etanol => C2H5OH (ac)

– Solución de tolueno en benceno => C7H8(benc)


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Soluciones acuosas.

• Los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías:

no-electrólitoselectrólitos

Esta clasificación es válida sólo para soluciones acuosas


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• ELECTRÓLITO: es una sustancia que cuando se la disuelve en agua forma una solución que conduce la corriente eléctrica. (El requisito para que una solución sea conductora de la electricidad es que ella contenga iones). Por lo tanto se puede decir que un ELECTRÓLITO genera iones en la solución.


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Ejemplos de electrólitos.

1) Al disolver NaCl en agua se obtiene una solución conductora de electricidad, lo que implica que en la solución formada hay iones. Estos iones provienen del soluto y son

Na+ y Cl-

Entonces, para la solución lo correcto es escribir: Na+ (ac) + Cl- (ac) en lugar de

NaCl(ac).


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Ejemplos de electrólitos.

2) KNO3(ac) K+ (ac) + NO3-

3) Na2SO4(ac) 2Na+(ac) + SO42-

(ac)


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Unidades de concentración.

Las unidades de concentración que se estudiarán

son:• MOLARIDAD• MOLALIDAD• % EN PESO (% MASA)• g/L• FRACCIÓN MOLAR• PPM


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Molaridad.

Expresa los MOLES de SOLUTO contenidos en UN LITRO de SOLUCIÓN.

El símbolo para la MOLARIDAD es M.

Ejemplo: Solución de glucosa 3M significa que en 1 L de la SOLUCIÓN hay 3 moles de glucosa.


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Ejemplos.

1) Calcule la molaridad de una solución de ácido clorhídrico sabiendo que 455 mL de la solución contienen 1,82 moles del ácido. Resp: 4 M

2) ¿Cuántos moles de soluto hay en 84 mL de una solución 0,50 M de KI?

Resp: 0,042 moles


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3) ¿Cuántos litros de solución 3,30 M de sacarosa, contienen 135 g de soluto?

sacarosa es el soluto

3,30 moles sacarosa => en 1 L de solución

135 g sacarosa => ¿en qué volumen?

g moles ó moles g

Sacarosa => C12 H22 O11 => M = 342,31 g/mol


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Si g moles

394,0l342,31g/mo

g 135 sacarosa moles

sacarosa mol 0,394

solución L x

sacarosa moles 3,30

solución 1L

X = 0,1195 L 0,120 L = 120 mL


42

Molalidad.

Expresa los MOLES de SOLUTO contenidos en UN kilógramo de SOLVENTE.

El símbolo para la MOLALIDAD es m.

Ejemplo: Solución de glucosa 1,5 m significa que en 1 kg de SOLVENTE hay 1,5 moles de glucosa.


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Ejemplos.

1) ¿Cuál es la concentración molal de una solución preparada disolviendo 10 g de KNO3 en 115 g de agua? Resp: 0,86 m

2) Una solución acuosa contiene 0,20 moles de soluto por cada 750 mL de agua, ¿cuál es la molalidad de la solución? La densidad del agua es 1g/mL.

Resp: 0,27 m


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Porcentaje en peso (en masa)

El % en peso expresa la masa de SOLUTO en 100 unidades de masa de SOLUCIÓN.

El símbolo para porcentaje en peso es %p/p.

Ejemplo: Solución acuosa al 5 % en peso significa que contiene: 5 g de SOLUTO en 100 g de SOLUCIÓN

5 kg “ “ “ 100 kg “ “ 5 lb “ “ “ 100 lb “ “ etc.


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Ejemplo.

¿Cuál es el % en peso de una solución preparada disolviendo 2 moles de CaCl2 en 350 mL de agua?

2 moles de CaCl2 => 2x110,984 = 221,968 g350 mL agua => 350 g agua

x = 38,8 g de CaCl2 La solución es 38,8 % en peso

solución g 100

CaCl gx

solución g 350) (221,968

CaCl g 221,968 22


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Una solución acuosa es 12,0 % en peso de H2SO4, ¿cuántos gramos de esta solución contiene 0,5 mol de H2SO4? M H2SO4 = 98,082

g/mol.

Resp: 409 g


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g/L (gramos por litro)

La unidad de concentración g/L expresa los GRAMOS de SOLUTO contenidos en UN LITRO de SOLUCIÓN.

El símbolo para gramos por litro es g/L.

Ejemplo: Solución 10 g/L de NaOH significa que cada litro de solución contiene 10 g de NaOH.


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No confundir:

concentración de la solución en g/L (g soluto; volumen de solución)

con

densidad de la solución (g solución; volumen de solución)


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Ejemplo.

¿Cuál es la concentración en g/L de una solución preparada disolviendo 7,58 g de glucosa en suficiente cantidad de agua para formar 250 mL de solución?

Resp: 30,32 g/L

¿Cuál es la M de la solución anterior?Resp: 0,758 M


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Fracción molar, símbolo: x

La FRACCIÓN MOLAR expresa los MOLES de SOLUTO contenidos en UN MOL de SOLUCIÓN.

El símbolo de fracción molar es x

Ejemplo: Solución de glucosa de x = 0,08 significa que 1 mol de la solución contiene 0,08 mol de glucosa.


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Ejemplo.

Calcule la fracción molar de Na2CO3 de una solución

formada por 1g de NaCl, 1g de Na2CO3 y 98 g de agua.

(M Na2CO3 = 105,99 g/mol; M NaCl = 58,44 g/mol y M H2O =

18,02 g/mol). Resp: 0,0017

¿Cuál es la fracción molar de NaCl en la solución anterior? Resp: 0,0031

¿Cuál es el %p/p de solutos en la solución? Resp:

2%p/p


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Partes por millón, símbolo: ppm

Expresa LAS PARTES DE SOLUTO contenidas en UN MILLÓN DE PARTES DE SOLUCIÓN.

Esta unidad de concentración se usa para expresar concentraciones muy pequeñas => muy bajos contenidos de soluto (trazas de soluto).


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Las relaciones soluto/solución pueden ser: masa soluto/ 1.000.000 masa solución

ó masa soluto en g / 1.000.000 mL solución

Ejemplo:Solución 1 ppm significa que contiene:– 1 g de soluto en 1.000.000 g de solución– 1 mg de soluto en 1 kg de solución– etc.


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Otro ejemplo:

Suponga una solución acuosa que contiene 5 mg de soluto en 1 L de solución. ¿Cuál es su concentración en ppm?

El reemplazo de 1 L de solución por 1 kg de solución se justifica debido a que la muy baja concentración de la solución permite suponer que su densidad es prácticamente igual a la del agua, esto es 1kg/L.

ppm 5 solución mg 1.000.000

soluto 5mgsolución 1kg

soluto 5mg

solución 1L

soluto 5mg


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Cualquier unidad de concentración refiere:

la cantidad de SOLUTO (masa, moles)

en una cantidad de SOLUCIÓN (masa, moles, volumen) o

en una cantidad de SOLVENTE (masa)


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Conversión unidades de concentración:

M xMsoluto Msoluto Msoluto

Msolvente % p/p

Msolvente Msolvente

densidad

g/L solución m


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Problemas:

1. Una solución acuosa de peróxido de hidrógeno al 30,0 % p/p tiene densidad 1,11 g/mL. Calcule su: a) molalidad, b) fracción molar, c) molaridad.

M: agua = 18,016 g/mol;

peróxido de hidrógeno = 34,016 g/mol

Resp: a) 12,6 m; b) xperóxido de H = 0,185

c) 9,79 M


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2. Una muestra de ácido clorhídrico concentrado comercial es 11,8 M y su densidad es 1,190 g/mL. Exprese la concentración de la solución en: a) %p/p, b) molalidad, c) fracción molar y d) g/L


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Dilución y concentración de soluciones.

Una solución modifica su concentración si se:• agrega solvente => la solución se DILUYE,

conc disminuye

• agrega soluto => la solución se CONCENTRA

conc. aumenta

• quita solvente => la solución se CONCENTRA

conc. aumenta


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Problemas.

1. Si a una solución 0,8 M se le agrega solvente hasta duplicar su volumen, ¿cuál es su nueva molaridad?

Respuesta:

La solución original tiene 0,8 mol soluto en 1L, al duplicar su volumen los 0,8 moles quedan en 2 L de solución. Por lo tanto la molaridad de la solución diluida es:

0,8 mol/2 L = 0,4 M.


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Al diluir la solución los moles de soluto NO CAMBIAN:

• inicialmente son:

moles soluto iniciales = Mi(mol/L) x Vi (L)

• al final son:

moles soluto finales = Mf (mol/L) x Vf (L)

Luego se cumple que:

Mi(mol/L) x Vi (L) = Mf (mol/L) x Vf (L)

0,8 mol/L x V(L) = Mf (mol/L) x 2V (L)

Mf = 0,4 (mol/L)


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2. A 30 mL de una solución acuosa 1,5 M de NaOH se agrega agua hasta que el volumen aumenta a 40 mL. Determine la molaridad de la solución diluida.

Resp: como el soluto no cambia se cumple:

Mi(mol/L) x Vi (L) = Mf (mol/L) x Vf (L)

1,5 mol/L x 0,030 L = Mf (mol/L) x 0,040 (L)

Mf = 1,125 (mol/L)


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3. 100 mL de solución 0,25 M se somete a proceso de evaporación de solvente hasta reducir su volumen a 40 mL. ¿Cuál es la molaridad de la solución concentrada?

4. A 30 mL de solución de fracción molar 0,090 en NaCl y de densidad 1,05 g/mL, se agrega 0,180 g de NaCl. ¿Cuál es la fracción molar de NaCl en la solución final?


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5. A medio litro de solución 2 m de NaNO3 y densidad 1,08 g/mL, se agrega medio litro de agua. ¿Cuál es la molalidad de la solución diluida?


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Algunos tipos comunes e importantes de reacciones químicas en solución acuosa.

1. Reacciones de precipitación.

2. Reacciones ácido base.

3. Reacciones de óxido-reducción


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Reacciones de precipitación.

• Estas reacciones se caracterizan porque en ellas se forma un compuesto que es poco soluble en agua.

• El compuesto poco soluble es – iónico– más denso que la solución y por lo

tanto se deposita en el fondo del recipiente => se dice que precipita.


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• Para identificar o para escribir una reacción de precipitación se debe conocer sobre la SOLUBILIDAD en agua de los compuestos iónicos.

• ¿Qué es SOLUBILIDAD de un compuesto?

SOLUBILIDAD: es la cantidad MÁXIMA de compuesto que se disuelve en cierta cantidad dada de solvente a temperatura especificada.

• SOLUBILIDAD => concentración máxima,

depende de la temperatura.


68

Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C.

Aprender reglas de solubilidad:

tabla 3.3 pág 98 Chang 4a. Ed.

ó tabla 4.2 pág. 113 Chang 6a. Ed.


69

Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C.

Son SOLUBLES los compuestos:

Excepciones

de iones de metales alcalinos (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ ) y de ion amonio (NH4

+ )

no hay

Nitratos (NO3-) , carbonatos

hidrógeno (HCO3- ) y cloratos

(ClO3-)

no hay

Haluros (Cl-, Br - y I –) de Ag+, Hg22+ y Pb2+

Sulfatos (SO42-) de Ag+, Ca2+, Sr2+,

Ba2+, y Pb2+


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Son INSOLUBLES los: Excepciones:

Carbonatos (CO32-), fosfatos

(PO43-), cromatos (CrO4

2-) sulfuros (S2-)

Los de iones de metales alcalinos y ion amonio

Hidróxidos Los de iones de metales alcalinos, ion amonio y ion Ba2+


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Ejemplos de reacciones de precipitación:

1. nitrato de plata(ac) + cloruro de sodio(ac) = ?

AgNO3(ac) + NaCl(ac) = ?

Ag+(ac) + NO3-(ac) + Na+(ac) + Cl-(ac) = ?

Nitrato de sodio cloruro de plata

Soluble => NO3-(ac) + Na+(ac) insoluble => AgCl(s)

iones espectadores

Reacción iónica neta:

Ag+(ac) + Cl-(ac) AgCl(s)

precipitado blanco


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2. ioduro de amonio + nitrato de plomo = ?

NH4I (ac) + Pb(NO3) 2 (ac) = ?

NH4+(ac) + I- (ac) + Pb2+(ac) + 2NO3

-(ac) = ?

Nitrato de amonio ioduro de plomoSoluble => NO3

-(ac) + NH4+(ac) insoluble => PbI2(s)

iones espectadores


Pb2+(ac) + 2 I-(ac) PbI2 (s)

precipitado amarillo


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La ecuación que represente una reacción de precipitación debe estar perfectamente balanceada: en materia y en carga.


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Reacciones ácido-base.

• Son las reacciones que ocurren entre una sustancia que tiene propiedades de ACIDO y otra cuyas propiedades son de BASE.

• Para identificar y para escribir una reacción ácido-base es necesario conocer que es ACIDO y qué es BASE.

• Se estudiarán dos TEORÍAS ÁCIDO-BASE.


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a) Teoría ácido-base de Arrhenius.

De acuerdo a esta teoría:

ACIDO: es una especie que en solución acuosa libera iones H+.

BASE: es cualquier especie que en solución acuosa genera iones OH-.


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Ejemplos de ÁCIDOS de Arrhenius:

HCl(ac) CH3COOH(ac) NH4+(ac) H2S(ac)

HS-(ac) H2CO3(ac) H3PO4(ac) HCO3- (ac)

etc.

Según el número de H+ que libere el ácido se denomina: monoprótico (1) HNO3

diprótico (2) H2S

triprótico (3) H3PO4


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Ejemplos de BASES de Arrhenius:

NaOH(ac) NH4OH (ac) Ba(OH)2

Según el número de OH- que liberes pueden ser monobásicas o dibásicas.


78

b) Teoría ácido-base de Brønsted.

De acuerdo a esta teoría:

ACIDO: es una especie que libera iones H+.

BASE: es cualquier especie que capta ion H+.


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Ejemplos de ACIDOS de Brønsted.

HCl HNO3 HNO2

H2SO4 HSO4-

H3PO4 H2PO4- HPO4

2-

H2CO3 HCO3-

Todos los ácidos de Arrhenius son también ácidos de Brønsted.


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Ejemplos de BASES de Brønsted.

NO2-

HSO4-

H2PO4- HPO4

2- PO43-

HCO3- CO3

2-

H2O


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¡Atención!

Hay especies que tienen ambos caracteres: son ácidos y también son bases.

Estas especies se denominan anfolitos. Tam-bién se dice que tienen carácter anfótero (ácido y base a la vez)

Ejemplos de anfolitos:

HCO3- H2O HPO4

2-


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El ion HCO3- es anfolito porque:

libera ion H+ actuando como ACIDO:

HCO3- (ac) H+(ac) + CO3

2-(ac)

acepta ion H+ actuando como BASE:

HCO3- (ac) + H+(ac) H2CO3(ac)


83

Los ACIDOS y las BASES pueden ser FUERTES o DEBILES.

El segundo semestre se estudiarán con detalle.


84

Reacciones ácido-base.

La reacción entre un ácido y una base se denomina

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN, (a pesar que

el sistema final que resulta no siempre es neutro).

A) Según la teoría ácido-base de Arrhenius, en la

reacción de neutralización intervienen:

ACIDO(ac) + BASE(ac) H2O(l) + SAL(ac ó s)


85

Ejemplos:

1.- Ácido nítrico + hidróxido de sodio = ?

HNO3(ac) + NaOH(ac) = H2O(l) + NaNO3(ac) ácido base agua sal

Los ácidos y las bases fuertes se escriben disociados en iones, al igual que los electrolitos. La ecuación iónica es:

H+(ac)+ NO3- (ac)+ Na+(ac)+ OH-(ac) = H2O(l)+Na+(ac)+NO3

-(ac) iones espectadores iones espectadores


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Los iones espectadores se omiten en la ecuación

ya que ellos están en la misma forma tanto en los

reactantes como en los productos.

Por lo tanto la REACCIÓN IÓNICA NETA es:

H+(ac) + OH-(ac) = H2O(l)


87

2. Ácido clorhídrico + hidróxido de bario = ?

HCl(ac) + Ba(OH)2(ac) = H2O(l) + BaCl2(ac)

ácido base agua sal

Como la base es dibásica y el ácido monoprótico deben reaccionar 2 HCl por cada Ba(OH)2. Así, omitiendo (ac), la reacción es:

2H+ + 2Cl- + Ba2+ + 2 OH- = 2 H2O (l) + Ba2+ + 2Cl-

iones espectadores iones espectadores


H+(ac) + OH-(ac) = H2O(l)


88

B) Según teoría ácido-base de Brønsted, en la reacción de neutralización intervienen:

Acido + Base Acido + Base

par ácido base conjugado

par ácido base conjugado

Un par ácido-base conjugado difiere sólo en H+


89

Ejemplos

1. ácido carbónico + amoníaco = ?

H2CO3(ac) + NH3(ac) = NH4+(ac) + HCO3

-(ac)

ácido base ácido base

H2CO3 y HCO3- son un par ácido base conjugado

NH3 y NH4+ son par base-ácido conjugado

El producto de la reacción es carbonato hidrógeno de amonio y es una sal.


90

2. Nitrito de sodio + agua = ?

Na+(ac)+ NO2-(ac) + H2O(l) = ?

base ácido

Luego la reacción de neutralización es:

NO2-(ac)+ H2O(l) = OH-(ac) + HNO2(ac)

base ácido base ácido

NO2- y HNO2 par base-ácido conjugado

H2O y OH- par ácido-base conjugado


91

Como en toda reacción, la ecuación que la representa una reacción debe estar balanceada en materia y en carga.


92

Reacciones de óxido-reducción. (Reac. redox)

Son reacciones en las cuales el cambio químico está provocado por transferencia de electrones entre los reactantes.

Las reacciones redox son unas de las más importantes dentro de los procesos químicos. Algunos ejemplos de ellas son:

• la formación de compuestos a partir de sus elementos,• todas las reacciones de combustión,• las reacciones en baterías para producir y generar electricidad,• la producción de energía bioquímica, …etc.


93

Comprendamos el proceso con el cambio químico siguiente:

Mg(s) + 1/2 O2(g) = MgO(s)

Un átomo de Mg pierde 2 e- que pasan a un átomo de O quedando el magnesio como Mg2+ y el oxígeno O2-. Los iones Mg2+ y O2- formados se atraen electrostáticamente formando el compuesto iónico MgO.El cambio químico ocurrió por traspaso de e- desde el magnesio al oxígeno.


94

Terminología en reacciones redox.

Oxidación: es el proceso de pérdida de electrones.

Reducción: es el proceso de ganancia de e-.

En el ejemplo del MgO:

Oxidación: Mg Mg2+ + 2 e-

Reducción: ½ O2 + 2 e- O2-


95

En la oxidación, la especie que pierde electrones se oxida.

En la reducción, la especie que gana electrones se reduce.

En el ejemplo:

el Mg se oxida

el O2 se reduce


96

• La especie que se oxida es reductora (hace que otra especie se reduzca).

• La especie que se reduce es oxidante (hace que otra se oxide).

• Si especie X gana e- => X se reduce => X es agente

oxidante• Si especie Y pierde e- => Y se oxida => Y es agente

reductor


97

Con el propósito de “seguir” la transferencia de electrones en las reacciones redox, los químicos han “inventado” una asignación de números positivos y negativos para reconocer el átomo que pierde electrones y aquél que los gana.

Para esto a cada elemento que forma parte de una especie se le asigna un número que se denomina NÚMERO DE OXIDACIÓN (N.O.) o ESTADO DE OXIDACIÓN.


98

El N.O. es ALGEBRAICO => tiene signo y el signo precede al número.

Ej: +3; -5; +1; 0; +6; -2; etc.

El N.O. no es carga. Recuerde que la carga de un ion o de una especie iónica se escribe, por ejemplo: 2+; 1-; 3+; etc. (el número seguido del signo).


99

Reglas para asignar números de oxidación (N.O.)

REGLAS GENERALES:

1.- Para elementos (Na, O2, Cl2, Ag, etc.), el N. O. es igual a cero.

2.- Para un ion monoatómico, el N. O. es igual a la carga del ion.

3.- La suma de los valores de los N. O. de todos los átomos en un: - compuesto, es igual a cero

- ion poliatómico, es igual a la carga del ion


100

Reglas para átomos específicos o para familias en la tabla periódica:

Para N. O.

Familia 1 (1A) +1 en todos los compuestos

Familia 2 (2A) +2 en todos los compuestos

Hidrógeno +1 en combinación con no metales

-1 en combinación con metales y boro

Flúor -1 en todos los compuestos

Oxígeno -1 en peróxidos

-2 en los demás compuestos excepto con F

Familia 17 (7A) -1 en combinación con metales, no metales (excepto O) y otros halógenos menores de la familia


101

Familia 1 2 13 14 15 16 17

NOmax/NOmin +1 +2 +3 +4/-4 +5/3 +6/-2 +7/-1

Li Be B C N O F

Na Mg Al Si P S Cl

K Ca Ga Ge As Se Br

Rb Sr In Sn Sb Te I

Cs Ba Tl Pb Bi Po At

Fr Ra


102

Determine los N. O. de cada elemento en los siguien-tes especies: a) cloruro de cinc; b) trióxido de azufre; c) ácido cloroso; d) ion fosfato hidrógeno.

Respuestas:

a)ZnCl2 => NOZn + 2 NOCl = 0

NOZn + 2(-1) = 0

NOZn = +2

b) SO3 => NOS + 3 NOO = 0

NOS + 3 (-2) = 0 => NOS = +6

Problema.


103

c) HClO2 NOH + NOCl + 2 NOO = 0

+1 + NOCl + 2 (-2) = 0

NOCl = +3 Conclusión:

d) HPO4-2

NOH + NOP + 4 NOO = -2

+1 + NOP + 4 (-2) = -2

NOP = +5

2

2

31OClH


104

Resumiendo, los números de oxidación de cada elemento en las especies anteriores son:

2

2

31

OClH

1

2

2

ClZn 2

3

6

OS

22

4

51

OPH


105

Problema.

Identifique el agente oxidante y el agente reductor en los siguientes sistemas: 0 +1 +6 –2 +3 +6 –2 0

a) 2Al(s) + 3H2SO4(ac) = Al2(SO4)3(ac) + 3H2(g)

(se oxida) (se reduce)

reductor oxidante

b) PbO(s) + CO(g) = Pb(s) + CO2(g)

c) 2 H2(g) + O2(g) = 2 H2O(g)


106

de tarea:

d) 2 Fe(s) + 3 Cl2(g) = 2 FeCl3(s)

e) 2 C2H6(g) + 7 O2(g) = 4 CO2(g) + 6 H2O(g)


107

Balance de reacciones redox.

El balance de las reacciones de óxido-reducción se basa en igualar el número de electrones cedidos en la oxidación y el número de electrones captados en la reducción.

Al igualar los e- cedidos y captados se deducen los coeficientes estequiométricos


108

Se estudiarán dos métodos para balancear reacciones redox:

1. Método del N.O.

2. Método de semireacciones.


109

Método del número de oxidación:

1. Se escriben los N. O. de cada elemento en cada especie que intervienen en la reacción.

2. Se analizan la especies que ganan y pierden e- y en qué cantidad.

3. Se antepone a c/u de estas especies un número (coeficiente estequiométrico) de modo que resulten igualados los e- cedidos y captados.

4. Se balancean los átomos restantes dejando para el final el H y el O.

5. Se verifica el balance de carga en la reacción.


110

Ejemplo. Balancear la siguiente reacción:

+7 -2 -1 +1 0 +2 +1 -2

MnO4- + Cl- + H+ = Cl2 + Mn2+ + H2O

5e- 1e- 1x 5e- 5x1e-

5e- 5e-

1 MnO4- + 5 Cl- + H+ = Cl2 + Mn2+ + H2O

MnO4- + 5 Cl- + H+ = 5/2 Cl2 + Mn2+ + H2O

MnO4- + 5 Cl- + H+ = 5/2 Cl2 + Mn2+ + 4 H2O

MnO4- + 5 Cl- + 8H+ = 5/2 Cl2 + Mn2+ + 4H2O


111

Balancear:

NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)4

2- + NH3


112

-2 0 -2 +1 +1 -2 -2 +1 +1

NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)4

2- + NH3


113

+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1

NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)4

2- + NH3


114

+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1

NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)4

2- + NH3

8e- 2e-


115

+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1

NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)4

2- + NH3

8e- 2e-

x1 x4


116

+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1

1NO3- + 4Zn + OH- + H2O = Zn(OH)4

2- + NH3

8e- 2e-

x1 x4


117

+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1

1NO3- + 4Zn + OH- + H2O = 4Zn(OH)4

2- + 1NH3

8e- 2e-

x1 x4

Los coeficientes en rojo ya se han fijado por lo tanto no se deben variar.


118

1NO3- + 4Zn + OH- + H2O = 4Zn(OH)4

2- + 1NH3

• los coeficientes de OH- y de H2O debe aportar los

13 O y los 16 H que faltan en los reactantes

• los coeficientes pueden ser

6OH- y 7H2O o bien

7OH- y 6H2O

• la última alternativa es la correcta, luego la ecuación

balanceada es:

NO3- + 4Zn + 7OH- + 6H2O = 4Zn(OH)4

2- + NH3


119

TAREA.

Balancear por método de número de oxidación:

H2C2O4 + MnO4- + H+ = Mn2+ + CO2 + H2O

KNO3 + Fe(NO3)3 + Cr(NO3)3 + H2O = HNO3 +

+ K2CrO4 + Fe(NO3)2


120

Método de las semirreacciones:

Este método se aplica para balancear reacciones que ocurren en solución. Consiste en:

1) separar la reacción en dos SEMIREACCIONES,

una semirreacción de oxidación (pérdida de e-)

una semirreacción de reducción (ganancia de e-)

2) balancear cada semireacción en forma separada

3) sumar las semireacciones balanceadas de modo que

N° electrones cedidos = N° electrones captados.


121

Se distinguen dos procedimientos de balance según la reacción ocurra :

- en medio ácido

- en medio básico

El método de balance por semireacciones también se le conoce como método de ión-electrón.


122

Balance en medio ácido:

Las especies disponibles para hacer este balance son:

iones H+

H2O

electrones

El procedimiento de balance en medio ácido se describirá con el siguiente ejemplo:


123

Balancear en medio ácido el siguiente cambio:

MnO4-(ac) + H2C2O4(ac) = Mn2+(ac) + CO2(g)

(nótese que en la reacción faltan especies o elementos)

1) Separar la reacción en dos semireacciones, identifi-cando las especies cuyos elementos cambian su N.O.

MnO4- = Mn2+

H2C2O4 = CO2


124

2) Balancear separadamente cada semirreacción como se indica:

a) balancear el elemento que cambia su N.O.

b) balancear los otros elementos que no sean O y H

c) balancear el O usando H2O

d) balancear el H usando H+

e) balancear la carga con e-

El primer cambio:

a) MnO4- = Mn2+

b) no hay

c) MnO4- = Mn2+ + 4 H2O

d) MnO4- + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O

e) MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ + 4 H2O

Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ + 4 H2O


125

El segundo cambio:

a) H2C2O4 = 2 CO2

b) no hay

c) O balanceado

d) H2C2O4 = 2 CO2 + 2H+

e) H2C2O4 = 2 CO2 + 2H+ + 2e-

Oxidación: H2C2O4 = 2 CO2 + 2H+ + 2e-


126

3) Sumar las semireacciones balanceadas, cancelando los e- cedidos y captados:

MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ + 4 H2O 2

H2C2O4 = 2 CO2 + 2 H+ + 2e- 5

2MnO4- + 6 H+ + 5H2C2O4 = 2Mn2+ + 10CO2

+ 8 H2O

2MnO4- + 6 H+ + 5H2C2O4 = 2Mn2+ + 10CO2

+ 8 H2O


127

Balance en medio básico:

Las especies disponibles para hacer este balance son:

electrones

H2O

iones OH-

El procedimiento de balance en medio básico se indicará a través del siguiente ejemplo:


128

Balancear en medio básico el siguiente cambio:

IO- + S2O32- = SO4

2- + I-

1) Separar la reacción en dos semireacciones, identifi-cando las especies cuyos elementos cambian su N.O.

IO- = I-

S2O32- = SO4

2-


129

2) Balancear separadamente cada semirreacción como se indica: a) identificar el elemento que cambia su N.O. y balancearlo b) agregar donde corresponda el número de e- necesarios para dicho cambio c) balancear la carga con OH-

d) balancear los O con H2O

Primer cambio: +1 -1

a) IO- = I-

b) IO- + 2e- = I-

c) IO- + 2e- = I- + 2 OH-

d) IO- + 2e- + H2O = I- + 2 OH-

Reducción: IO- + 2e- + H2O = I- + 2 OH-


130

Segundo cambio: +2 +6

a) S2O32- = 2 SO4

2-

b) S2O32- = 2 SO4

2- + 8e-

c) S2O32- + 10 OH- = 2 SO4

2- + 8e-

d) S2O32- + 10 OH- = 2 SO4

2- + 8e- + 5H2O

Oxidación:

S2O32- + 10 OH- = 2 SO4

2- + 8e- + 5H2O


131

3) Sumar las semireacciones balanceadas, cancelando los e- cedidos y captados:

IO- + 2e- + H2O = I- + 2 OH- 4

S2O32- + 10 OH- = 2 SO4

2- + 8e- + 5H2O

4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO4

2- + H2O

Reacción balanceada:

4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO4

2- + H2O


132

Otra forma de obtener el balance de una reacción en medio básico es :

1) Aunque la reacción ocurra en medio básico, se la balancea como si ocurriera en medio ácido2) La reacción así balanceada se combina con la

reacción: H2O = H+ + OH- para eliminar los iones H+.

Ejemplo.

Balancee la siguiente reacción que ocurre en medio básico:

IO- + S2O32- = I- + SO4

2-


133

Se hace el balance en medio ácido:

IO- + 2H+ + 2e- = I- + H2O 4

S2O32- + 5H2O = 2 SO4

2- + 10 H+ + 8e-

4 IO- + S2O32- + H2O = 4 I- + 2 SO4

2- + 2H+

Se suma la reacción:

2 H+ + 2 OH- = 2 H2O

4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO4

2- + H2O

4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO4

2- + H2O


134

Otro balance …

Balancear en medio básico la siguiente reacción:

Br2 = Br - + BrO3-

Reducción: Br2 + 2 e- = 2 Br – 5

Oxidación: Br2 + 6H2O = 2 BrO3- + 12 H+ + 10 e-

6 Br2 + 6H2O = 10 Br - + 2 BrO3- + 12 H+

Ahora para cambiar el medio se suma:

12 H+ + 12 OH- = 12 H2O

6 Br2 + 12 OH- = 10 Br - + 2 BrO3- + 6 H2O


135

En la reacción anterior el Br2 se reduce a Br – y simultáneamente se oxida a BrO3

-. Cuando en una reacción redox, la misma especie se oxida y se reduce se dice que la especie DISMUTA y la reacción se denomina reacción de dismutación.

Para que una especie dismute ella debe tener un elemento que pueda presentar a lo menos 3 estados de oxidación. Los estados de oxidación que conducen a dismutación son los estados de oxidación intermedios.


136

Ejemplos de especies que pueden dismutar:

Considere las siguientes especies, en las cuales los estados de oxidación del manganeso es el que se indica:

0 +2 +4 +7

Mn Mn2+ MnO2 MnO4-

Las especies Mn2+ y MnO2 pueden dismutar porque ambas tienen la posibilidad de aumentar y de disminuir el N.O. del manganeso en forma simultánea.


137

Problema.

¿Cuál(es) de las siguentes especies pueden dismutar y por qué?

a) Cu2+ ; Cu ; Cu+

b) Na ; Na+

c) S2- ; S8 ; SO2 ; SO3 ; S2O32- ; HSO4

-


138

Tarea.

1) Balancear en medio básico:

CrO42- + Fe(OH)2 = Cr(OH)4

- + Fe(OH)3

2) Balancear por método de N.O. la siguiente reacción de dismutación del P4:

P4 + KOH + H2O = KH2PO2 + PH3


139

Reacciones químicas: Estequiometría

Significado del término “estequiometría”

“estequio” => parte “metría” => medida

La estequiometría de reacciones químicas es el estudio de los aspectos cuantitativos de las reacciones.

En otras palabras, si se sabe cuáles son las especies que intervienen en una reacción, la estequiometría de la reacción responde cuánto de esas especies participan de la reacción.


140

Es sabido que una ecuación química (reacción química balanceada) contiene gran cantidad de información cuantitativa (moles o masa) relacionada con las especies químicas (átomos, moléculas, unidades fórmula, iones) que participan en la reacción.


141

El estudio de la estequiometría de las reacciones nos permitirá responder a situaciones o preguntas como las que se dan en los ejemplos que siguen:

Un químico que sintetiza un nuevo material plástico: ¿Cuánto producto se puede obtener a partir de la cantidad de materia prima de que se dispone?

Un ingeniero químico que estudia el empuje de un motor en un cohete espacial:¿Qué cantidad de gases de escape producirá la mezcla combustible que utilice?


142

Un químico ambiental:¿Qué cantidad de contaminantes van a salir al ambiente cuando se queme cierta muestra de carbón?

Un investigador en área de salud:Desea dosificar una droga experimental midiendo las cantidades metabólicas de sus productos.etc.

Es posible predecir cualquiera de estas cantidades de sustancias examinando en forma cuantitativa la(s) reacción(es) química(s) donde ellas participan.


143

En el estudio de la estequiometría es fundamental utilizar correctamente:

fórmulas químicas

concepto de mol

masa molar, masa fórmula

relación masa mol n° partículas


144

Necesitamos trabajar con ECUACIÓN QUÍMICA.

Ejemplo:

C3H8(g) + 5 O2(g) = 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

Revisar siempre que esté balanceada en materia (átomos) y en carga.

Los números que preceden a cada especie se denominan COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.


145

Mientras no se especifique otra cosa, la reacción se supondrá COMPLETA ( => que ocurre 100%) Interpretación cuantitativa de la ecuación anterior:

1 mol de C3H8(g) reac. completamente con 5 moles de O2(g)

para producir:

3 moles de CO2(g) y 4 moles de H2O(g)


146

Problema 1.

Considere la reacción de combustión de propano:

C3H8(g) + 5 O2(g) = 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

Si se forman 10 moles de H2O

a) ¿Cuántos moles de propano se consumen?

b) ¿Cuántos moles de O2 se consumen?

c) ¿Cuántos moles de CO2 se producen?


147

Problema 2.

Considere la reacción anterior y responda:

a) ¿Qué masa de agua se produce si se consumen 500 g de propano?

b) ¿Cuántas moléculas de O2 reaccionaron?


148

Problema 3.

Durante su vida, en promedio, un norteamericano usa 794 kg de cobre en monedas, plomería y cables. El cobre se obtiene de minerales sulfurados tales como sulfuro de cobre(I), mediante procesos de varias etapas. Después de una etapa inicial de molienda, el mineral se tuesta (se calienta fuertemente con oxígeno) para formar un óxido de cobre(I) en polvo y dióxido de azufre gaseoso.a) ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)?b) ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se forman al tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)?c)¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 2,86 kg de óxido de cobre(I)?


149

Esquema del proceso descrito en Problema 3.

Mineral

sulfuro de cobre(I)

Reactor de tostación Cu2O

mineral

Cu2O(s) + SO2(g)

Mineral(s) + O2(g) Cu2S

Molienda


150

Reacción Problema 3

Cu2S(s) + O2(g) = Cu2O(s) + SO2(g)

Ecuación (balanceada):

Cu2S(s) + 3/2 O2(g) = Cu2O(s) + SO2(g)

o

2 Cu2S(s) + 3 O2(g) = 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)


151

M(g/mol): 159,16 32 143,09 64,07

2 Cu2S(s) + 3 O2(g) = 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)

a)

x = 15 moles de O2

b)

x = 640,7 g SO2

2

2

2

2

O molesx

SCu moles 10

O moles 3

SCu moles 2

2

2

2

2

SO gx

SCu moles 10

SO g 64,072

SCu moles 2


152

M(g/mol): 159,16 32 143,09 64,07

2 Cu2S(s) + 3 O2(g) = 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)

c) ¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 2,86 kg de óxido de cobre(I)?

X = 0,959 kg de O2

OCu kg 2,86

O kgx

OCu kg 0,143092

O kg 0,032 3

OCu moles 2

O moles 3

2

2

2

2

2

2


153

Problema 4.

Para obtener cobre a partir del mineral mencionado en el problema 3, el óxido de cobre(I) obtenido se hace reaccionar con carbono. Esta reacción produce cobre y monóxido de carbono. Escriba la ecuación de la reacción y calcule los kg de cobre que se obtienen por cada tonelada de SO2 que se produce en la etapa de tostación. CO(g)

Cu2O + C Cu

Reacción: Cu2O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + CO(g)

Cu


154

1 ton SO2 = 106 g SO2 => 106 g / 64,07 g/mol

=> 15.608 moles de SO2

La reacción de tostación produce SO2 y Cu2O en relación 1:1 en moles; por lo tanto cuando se produce 1 ton de SO2 se han producido también 15.608 moles de Cu2O.


155

M(g/mol) 143,09 12,01 63,546 28,01

Cu2O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + CO(g)

Cada mol de Cu2O produce 2 moles de Cu =>

los moles de Cu = 2 x 15608 = 31.216

masa de Cu = 31.216 moles x 63,546 g/mol

= 1,983652 x 106 g

= 1,984 ton

Respuesta: Por cada tonelada de SO2 se produce 1,984 toneladas de cobre.


156

En los problemas recién trabajados se han hecho cálculos estequiométricos basados en uno de los reactantes y suponiendo que de los otros reactantes había siempre cantidad suficiente para que el reactante elegido reaccionara completamente.


157

El caso más general de cálculo estequiométrico se presenta cuado las cantidades disponibles de todos los reactantes están dadas.

Se pueden dar dos situaciones según que las cantidades dadas de los reactantes

1) estén en la proporción estequiométrica

2) no estén en la proporción estequiométrica

(Proporción estequimétrica es la que establece la reacción a través de los coeficientes estequimétricos).


158

Situación 1)

Si las cantidades que se disponen para cada uno de los reactantes están en la proporción estequiométrica, los cálculos se pueden hacer en base a cualquiera de los reactantes. Esto debido a que los otros reactantes van a estar justo en la cantidad que exige la estequiometría de la reacción.


159

Ejemplo.Considere la reacción: 2 A + 3 B = C + 2 D¿Cuántos moles de C se forman si se hacen reaccionar 0,50 moles de A con 0,75 moles de B?

Cantidades disponibles: 0,50 moles de A 0,75 moles de B

Proporción estequiométrica:

Proporción disponible dada:

0,673

2

B moles

Amoles

0,670,75

0,50

B moles

Amoles


160

Cálculo de los moles de C producidos:1) usando la cantidad dada de A =>

moles de C producidos = ½ moles de A reaccionados

moles de C producidos = ½ x 0,50 = 0,25 moles

2) usando la cantidad dada de B =>moles de C producidos = 1/3 x moles de B reaccionados

moles de C producidos = 1/3 x 0,75 = 0,25 moles

Se verifica que la respuesta es independiente del reactante usado para el cálculo.


161

Situación 2)

Si las cantidades que se disponen para cada uno de los reactantes NO ESTÁN en la proporción estequiométrica, significa que uno de los reactantes se agotará mientras aún quede cantidad de los otros. En estos casos los cálculos deben hacerse en base al reactante que se agota. Este reactante se denomina REACTIVO LIMITANTE, puesto que él pone límite a la ocurrencia de la reacción.


162

Ejemplo.Dada la reacción A + 2 B = 2C, si se dispone de 1 mol de A y 1 mol de B, ¿cuántos moles de C se forman?

Estequiometría => moles A : moles B = 1:2 = 0,5Cantidades dadas => moles A : moles B = 1:1= 1

Luego se concluye que las cantidades dadas de los reactantes no están en proporción estequiométrica, y en consecuencia hay R. L. (reactivo limitante) ¿Cuál es el R. L. en este ejemplo?


163

Encontrando el R. L. para el ejemplo anterior:

A + 2 B = 2CMoles disponibles 1 1

La reacción establece que 1 mol de A necesita 2 moles de B para consumirse completamente. Pero como sólo hay 1 mol de B, el reactante A no reaccionará todo ya que B se agotará antes. El reactante A está en exceso y por lo tanto el reactivo B es el limitante.


164

Otro razonamiento es:

Para que 1 mol de B reaccione completa-mente necesita sólo 0,5 mol de A. Hay más moles de A que los necesarios, por lo tanto reaccionará 1 mol de B y sólo 0,5 mol de A. Se agota B => B es el R. L.

El reactante A está en exceso.


165

Otros ejemplos (didácticos). Ejemplo 1.Para construir una mesa se necesitan 4 patas y una cubierta.

+

“ecuación”: 4 P + C M ¿Cuántas mesas se pueden construir si se dispone de 12 patas y de cuatro cubiertas?


166

4 P + C = MDados: 12 4 ¿cuántas mesas?

dado 12 4Coef. est eq. 4 1 “ 3 4 R. L.La razón entre: cantidad dada y coef. esteq. equivale a agrupar cada especie en el número de ellas que interviene en la reacción.Las patas en grupos de 4 y las cubiertas en grupos de 1. Así la razón más pequeña que resulte corresponde a la especie limitante.

+


167

Siendo las patas el R. L. El número de mesas que se obtienen son 3:

4 patas 1 mesa

12 patas x mesas

x = 3 mesas


168

Ejemplo 3.

El que se muestra en la figura 3.9, pág.113, Silberberg, 2a. Ed.


169

Problema 5.

Considere la reacción de oxidación del sulfuro de cobre(I) descrita anteriormente y calcule los moles de Cu2O que se producen si se dispone de:

a) 0,8 mol de Cu2S y 1,2 mol de O2

b) 15 moles de Cu2S y 15 moles de O2


170

Reacción:

2Cu2S(s) + 3O2(g) = 2Cu2O (s) +2SO2(g)

a)Moles disp 0,8 1,2

Moles disp 0,8 1,2

Coef. Esteq. 2 3

Razón “ 0,4 0,4

No hay R. L., los moles de Cu2O producidos son 0,8


171

Reacción:

2Cu2S(s) + 3O2(g) = 2Cu2O (s) +2SO2(g)

b)

Moles disp 15 15

Moles disp 15 15

Coef. Esteq. 2 3

Razón “ 7,5 5

El O2 es el R. L. Los moles de Cu2O producidos son 2/3 de los moles de O2 = 2/3 x 15 = 10 moles


172

Problema 6

Una mezcla de hidrazina (N2H4 ) y tetróxido de dinitrógeno, ambos en estado líquido, fue usada como combustible en los primeros tiempos de la cohetería. Al entrar en contacto los componentes de la mezcla, ésta enciende formando nitrógeno y vapor de agua. ¿Cuántos gramos de nitrógeno se forman cuando se mezclan exactamente 100 g de hidrazina con 200 g de tetróxido de dinitrógeno?


173

M(g/mol) 32,05 92,01 28,01 18,02

2 N2H4(l) + N2O4(l) = 3 N2(g) + 4 H2O(g)

Disp en g 100 200Disp en moles 100 200 32,05 92,01Disp en moles 3,12 2,17Moles 3,12 2,17 Este cálculo sóloCoef esteq 2 1 para determinarRazón “ 1,56 2,17 el R. L.

R. L.


174

En base al R. L. se calculan las cantidades de productos formados y/o de los otros reactantes consumidas.

¿Cuántos g de N2 se forman?

moles de R. L.

x = 4,68 moles de N2

Masa N2 = moles N2 x M de N2= 4,68mol x 28,01g/mol

= 131,09 g

x

HN moles 12,3

N moles 3

HN moles 2 42

2

42


175

Problema 7

Use la información dada en el siguiente esquema de reacción y determine los valores (todos en moles) de las incógnitas x, y, z, t, u, v, w, en el caso que B sea R. L.

A + 3 B = 2 C + 2 D

moles iniciales) x y 0 0,1

moles consumidos) 0,3 z t u

moles finales) 0,1 v w


176

A + 3 B = 2 C + 2 Dmoles iniciales) x y 0 0,1moles consumidos) 0,3 z - + t umoles finales) 0,1 v w

Balance para A: Moles iniciales – moles consumidos = moles finales x - 0,3moles = 0,1moles => x = 0,4 moles de ASi moles de A consum. = 0,3 => moles de B consum. = z = 0,9 molesBalance para B: => moles finales de B = 0 (es R. L.)por lo tanto: moles iniciales de B = y = 0,9 moles


177

A + 3 B = 2 C + 2 Dmoles iniciales) x = 0,4 y = 0,9 0 0,1

moles cons. | prod.) 0,3 z=0,9 - + t umoles finales) 0,1 v w

Moles de C producidos = moles de D producidos , luego:

=> t = u = 2 ( moles de A consum.) = 0,6 moles

=> t = 0,6 moles C u = 0,6 moles D

Moles finales de C = 0 + t = v = 0,6 moles Moles finales de D = 0,1 + u = w = 0,7 moles


178

Problema 8

Para determinar el % en masa de hierro en una muestra de mineral se usa la siguiente reacción redox en medio ácido:

Fe(s) + MnO4-(ac) = Fe2+(ac) + Mn2+(ac)

Con este propósito se disuelve, en medio ácido, una muestra de 0,2952 g del mineral y se la titula con solución acuosa que contiene 0,016 moles de KMnO4

por litro de solución. En la titulación se consume (se gastan) 19,7 mL de la solución de permanganato de potasio.¿Cuál es el contenido de hierro del mineral expresado en % en masa?


179

¿Qué significa titular una muestra? Significa ponerle título. Y el título se refiere a indicar su composición o su concentración.

En el problema enunciado, la titulación de la muestra del mineral de hierro tiene por objetivo llegar a conocer la composición de ella (el contenido de hierro que tiene).

¿Cómo se procede para hacer una titulación?

En la gran mayoría de los casos una muestra se titula haciéndola reaccionar con una solución de un reactante de concentración conocida, que se va agregando en forma controlada a la muestra.


180

Materiales para realizar una titulación.

pinza

Soporte universal

bureta

matraz

Erlenmeyer


181

El reactante que se agrega reacciona con la especie (en la muestra) cuya concentración o composición se desea determinar de acuerdo a una reacción conocida.

La muestra (disuelta) se contiene en matraz Erlenmeyer.

La solución del reactante se agrega (lentamente) desde una bureta.

La solución que se agrega se denomina titulante.


182

El volumen total de reactante que se agregue debe contener la cantidad estequiométrica exacta que exige la reacción para que TODA la especie de la muestra reaccione.

Para saber cuando se ha agregado la cantidad cantidad estequiométrica requerida se utilizan:

- sustacias indicadoras

- métodos instrumentales


183

Equipo de titulación


184

Titulando …


185

… volviendo al Problema 8 …

En el problema enunciado, la muestra se titula con solución de KMnO4. La solución de KMnO4 es en este caso el titulante y ella aporta en ion MnO4

- que va a reaccionar con el Fe contenido en la muestra, de acuerdo a la reacción:

5 Fe + 2 MnO4- + 16 H+ = 5 Fe2+ + 2 Mn2+ + 8 H2O

En la titulación de Fe con MnO4- se debe cumplir

que:

2

5

MnO de moles

Fe moles-

4


186

Los moles de MnO4- usados en la titulación son los

contenidos en 19,7 mL de la solución 0,016 M de KMnO4.

=> moles MnO4- = 0,016 mol/L x 0,0197 L

moles MnO4- = 3,152x10-4

Reemplazando en

Moles de Fe = 5/2 x 3,152x10-4 = 7,88x10-4 moles

2

5

MnO de moles

Fe moles-

4


187

Luego los moles de Fe contenidos en la muestra titulada son 7,88x10-4 moles y corresponden a:

g de Fe = moles Fe x Mfe

g de Fe = 7,88x10-4 moles x 55,847 g/mol g Fe = 0,0440 g Finalmente:

% masa de Fe en el mineral = 14,9 % 100

mineral g 0,2952

Fe g 0,0440Fe de masa %


188

Rendimiento de la reacciones.

Cuando un químico hace una reacción en el laboratorio, pocas veces usa cantidades exactamente estequiométricas de los reactantes. Por lo general trabaja con exceso de un reactante, esperando en esta forma convertir completamente en productos el otro reactante (R. L.).


189

Por ejemplo en la reacción entre benceno y ácido nítrico:

C6H6(l) + HNO3(l) = C6H5NO2(l) + H2O(l)

Suponiendo que se desea formar 1 mol de nitrobenceno, C6H5NO2 , partiendo de 1 mol de benceno, en principio podría emplearse 1 mol de HNO3 . En la práctica, si se desea convertir lo más posible del benceno en nitrobenceno, lo más aconsejable es usar exceso de HNO3.


190

Se esperaría de esta forma que, siendo el benceno el RL, él hubiese reaccionado todo, 1 mol, y por lo tanto, de acuerdo a la ecuación, se hubiera formado 1 mol de nitrobenceno.

Se define rendimiento teórico a la cantidad máxima de alguno de los productos que puede obtenerse en una reacción. Este rendimiento se calcula suponiendo que el RL reacciona completamente.

En el ejemplo dado, el rendimiento teórico de nitrobenceno sería 1 mol.


191

Sin embargo, los experimentos muestran que la cantidad de nitrobenceno formado es inferior a 1 mol.Por ejemplo, puede ser 0,8 mol; 0,92 mol; 0,47 mol; etc.

Hay muchas razones para esto, por ejemplo: - la reacción puede no llegar a completarse quedando cantidades importantes de reactantes sin consumirse (equilibrio químico), - posibilidad que ocurran reacciones secundarias, …

Y, aunque en la realidad se obtuviera una cantidad muy cercana al rendimiento teórico, al separar el producto de interés del resto del sistema, siempre se pierde algo.


192

En la práctica, el rendimiento real de algún producto de una reacción es inferior al teórico.

Los resultados experimentales indican que las reacciones químicas no ocurren 100%.

En otras palabras, aún usando exceso de los otros reactantes, el R. L. no se consume completamente.

Se define % de rendimiento de una reacción:

100teórico orendimient

real orendimient orendimient %


193

Problema 9

A temperatura ambiente el óxido férrico se puede convertir en hierro al reaccionar con aluminio. Si se mezclan para reaccionar 1 kg de aluminio y 1 kg de óxido férrico, calcule:

a) El rendimiento teórico de Fe(s)

b) El % de rendimiento de la reacción si se obtienen

500 g de hierro.


194

Reacción:M (g/mol) 159,69 26,98 55,85

Fe2O3(s) + 2 Al(s) = 2 Fe(s) + Al2O3(s)g) 1000 g 1000 gMoles) 6,26 37,06Razón) 6,26 18,53 RLMoles de Fe(s) teóricos producidos = 2 x moles de RL = 12,52 moles Fe(s)Masa de Fe(s) teórica producida = 12,52 x 55,85 = 699,24 g Fe


195

Respuestas:

a) Rendimiento teórico de Fe(s) = 699,24 g

b) % rendimiento de reacción:

100teórico orendimient

real orendimient orendimient %

71,5%100Fe(s) g 699,24

Fe(s) g 500 orendimient %


196

El rendimiento de reacción = 71,5 % significa que la reacción sólo se completa en 71,5 %.

También se expresa diciendo que la conversión de la reacción es 71,5 %


197

Problema 10

El proceso industrial para la obtención de carbonato de sodio, que se denomina Proceso Solvay, se desarrolla de manera que la reacción total es:

CaCO3(s) + 2 NaCl(ac) = Na2CO3(s) + CaCl2(ac)

Calcule la masa de Na2CO3 que se obtiene si se hace reaccionar 1 tonelada de cada reactante si la reacción tiene 58% de rendimiento.


198

Problema 11

Se pide a un estudiante preparar 0,250 mol de un compuesto puro D mediante la secuencia de reacciones:1) 2A = B + C

2) 3B = 2 D

en las cuales A, B y C son otros compuestos.

Los rendimientos de las reacciones 1) y 2) son 76% y 63%, respectivamente.

También se le pide al estudiante que purifique el producto deseado (D), recristalizándolo desde una solución acuosa. En este proceso de recristalización se pierde 19% del producto.

¿Con cuántos moles de A debe comenzar?

Documents

UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 1 Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas Química General para Ingeniería Unidad 3 y 4 Tema: Reacciones químicas,