Reacciones Químicas en Solución

Presentación del tema: "Reacciones Químicas en Solución"— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones Químicas en Solución
IES “Pando” Departamento de Física y Química Química ESO Capítulo 4: parte B

2 Reacciones de Metátesis
Las reacciones químicas de doble sustitución o metátesis, son reacciones de transposición, es decir, de intercambio: AX + BY  AY + BX, Por ejm.: AgNO3 (ac) + KCl (ac)  AgCl (s) + KNO3 (ac) Las reacciones de neutralización ácido-base son un caso típico de este tipo de reacciones: H+(ac) + OH-(ac)  H2O (l). Las reacciones de metátesis sólo se presentan cuando existe una fuerza impulsora que impele a que la reacción ocurra: Formación de un precipitado, Formación de un gas, Formación de un electrolito débil o de un no electrolito.

3 Reacciones de Precipitación
Dan como resultado la formación de un sólido insoluble, por ej.,: S(PbI2) = mol.L-1 KI K+ + Cl Pb(NO3)2 Pb2+ + NO3- PbI2 + K+ + NO3-

4 Solubilidad y Reglas de Solubilidad
Solubilidad. Es la cantidad de sustancia que se puede disolver en una determinada cantidad de solvente. Una sustancia cuya solubilidad sea menor a 0.01 mol/l se denomina insoluble. Podemos predecir si un precipitado se formará cuando dos soluciones son mezcladas, a partir de algunas reglas sencillas de solubilidad: 1. Las sales de Na, K y NH4- son solubles, 2 Los nitratos (NO3-) , acetatos (CH3COO-) y cloratos (ClO3-) son solubles, 3. Las sales de Ag, Pb y Hg (I) son insolubles, 4. Los cloruros (Cl-), bromuros (Br-) y yoduros (I-) son solubles, 5. Los carbonatos (CO32-), sulfuros (S2-), óxido (O2-) e hidróxidos (OH-) son insolubles. 6. Los sulfatos (SO42-) son solubles, excepto los de CaSO4 y BaSO4 . Estas reglas de solubilidad se deberán aplicar en el orden establecido ; la regla con el número más pequeño es prioritaria en caso de conflicto. P.ej., Na2S es soluble en agua (regla 1 sobre regla 5), ¿cómo será el PbSO4?

5 Reglas de solubilidad en forma ilustrada:
Ba(NO3)2 BaCl2 BaSO4 Cu(NO3)2 CuSO4 Cu(OH)2 AgNO3 AgCl AgOH (NH4)2S CdS Sb2S3 PbS NaOH Ca(OH)2 Fe(OH)3 Ni(OH)2

6 Formación de electrolitos débiles o no electrolitos
Son también reacciones de metátesis cuando los iones interactúan para formar agua o algún otro no electrolito, o un electrolito débil que permanece disuelto en la solución. Por ejemplo: Ec. molecular : Mg(OH)2(s) + 2HCl(ac)  MgCl2(ac) + 2H2O(l) Ec. iónica neta : Mg(OH)2(s) + 2H+(ac)  Mg2+(ac) + 2H2O(l)

7 Reacciones que forman un gas
Burbujas conteniendo CO2 Frecuentemente, las reacciones de metátesis forman un gas que tiene baja solubilidad en el agua. Este es el caso de los carbonatos y los sulfitos, p.ejm., la reacción del bicarbonato de sodio en ácido clorhídrico: Ecuación molecular NaHCO3 + HCl  H2CO3(ac) + NaCl H2CO3(ac)  H2O (l) + CO2(g) NaHCO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2 Ecuación iónica neta H+(ac) + HCO3- (ac)  H2O (l) + CO2(g) HCl(ac) Alka-Seltzer

8 Antiácidos úlcera (perforación) El estómago secreta ácidos (digestivos o estomacales) para la digestión de los alimentos: 0.1 M H+ (HCl). El estómago y todos los conductos di gestivos se protegen de la acción de los ácidos por la mucosa que los recubre. Cuando la mucosa se daña, el ataque ácido puede provocar úlceras. El tratamiento se da via la neutraliza- ción de los ácidos digestivos usando antiácidos (bases simples): Alka-Seltzer NaHCO3 Leche de Magnesia Mg(OH)2 Melox Mg(OH)2 y Al(OH)3 Tums CaCO3

9 Fenómeno de Oxidación-Reducción
¿Han ustedes observado la corrosión en las terminales de un acumulador de automovil? La corrosión es sólo la conversión de un metal en un compuesto por la reacción con alguna especie ambiental: el O2, el agua, ácidos y bases. Aquí se ilustra el resultado de la acción del H2SO4 sobre la pinza metálica (aleación de Cu).

10 Reacciones de Oxidación-Reducción
Cuando un metal sufre un proceso de corrosión, pierde electrones y forma cationes. Por ejm., el Ca es fuertemente atacado por ácidos para formar iones calcio, Ca2+: Ca (s) + 2H+(ac)  Ca2+(ac) + H2(g) Cuando un átomo, ion o molécula, se ha cargado positivamente (por pérdida de electrones) decimos que se ha oxidado . La pérdida de electrones por una sustancia se llama oxidación. Muchos metales reaccionan directamente con el O2 del aire para formar óxidos metálicos. Por ejemplo: 2Ca(s) + O2(g)  2CaO(s) El la reacción, el Ca se oxida a Ca2+ y el O2 pasa a O2-, es decir, al adquirir una carga negativa (gana electrones) se reduce. La ganancia de electrones por una sustancia se llama reducción. - 2 e + 2 e

11 transferencia electrónica
Mg(s) Cuando un reactante pierde electrones, otro debe ganarlos: la oxidación de una sustancia siempre está acompañada de la reducción de otra: Muchos metales reaccionan con ácidos para formar sales e hidrógeno gaseoso: metal ácido  sal hidrógeno Mg(s) + 2HCl(ac)  MgCl2(ac) + H2(g) H2(g) e- Sustancia oxidada (pierde electrones) Sustancia reducida (gana electrones) HCl(ac)

12 Reacciones de desplazamiento sencillo
Son aquellas en las que el elemento A reacciona con el compuesto BX para formar el compuesto AX y el elemento B : A + BX  AX + B, En los casos más comunes A es un metal y BX un ácido o una sal metálica: Ecuación molecular: Fe(s) + Ni(NO3)2(ac)  Fe(NO3)2(ac) + Ni(s) Ecuación iónica neta: Fe(s) + Ni2+(ac)  Fe2+(ac) + Ni(s) Note en estas ecuaciones que la oxidación del Fe a Fe2+ ocurre con la reducción simultánea de los iones Ni2+ a Ni. ¿Cómo podemos predecir si un metal se oxidará por ácidos o sales de otros metales?. El conocimiento de ésto es importante porque los metales tienen amplio uso como materiales estructurales y refacciones de maquiraria. ¡Los fallos pueden ser fatales!

13 SERIE DE ACTIVIDAD: arreglo de los metales en orden decreciente de
SERIE DE ACTIVIDAD: arreglo de los metales en orden decreciente de su tendencia a oxidarse. METAL REACCION DE OXIDACION Litio, Li Li  Li+ + e- Potasio, K K  K+ + e- Calcio, Ca Ca  Ca2+ + 2e- Magnesio, Mg Mg  Ma2+ + 2e- Aluminio, Al Al  Al3+ + 3e- Hierro, Fe Fe  Fe2+ + 2e- Niquel, Ni Ni  Ni2+ + 2e- Plomo, Pb Pb  Pb2+ + 2e- Hidrógeno, H2 H2  2H+ + 2e- Cobre, Cu Cu  Cu2+ + 2e- Plata, Ag Ag  Ag+ + e- Platino, Pt Pt  Pt2+ + 2e- Oro, Au Au  Au3+ + 3e- F A C I L D Los metales de la parte superior se oxidan con mayor facilidad y se les denomina metales activos; los de la parte inferior son muy estables y se les denominan metales nobles

14 SERIE DE ACTIVIDAD La serie de actividad permite predecir el resultado de reacciones de desplazamineto sencillo entre metales y sales metálicas o ácidos: Cualquier metal en la lista es capaz de desplazar los elementos que están debajo de él de sus compuestos.

15 ¿Quién desplaza a quién?
Cu De acuerdo a la serie de actividad, el Cu des-plazará a la plata de las soluciones acuosas de sus compuestos: Cu(s) + 2Ag+(ac)  Cu2+(ac) + 2Ag(s) Note, nuevamente, que la oxidación de Cu a Cu2+ se acompaña de la reducción simultánea de los iones Ag+ a Ag metálica.. El Cu está debajo del Fe en la serie de activi-dad, por tanto, es de esperar que los iones Fe2+ no puedan oxidar el Cu metálico. Si ponemos Cu metálico en presencia de una solución acuosa de hierro, ¡no ocurre reacción alguna!: Cu(s) + Fe2+(ac)  no hay reacción Ag

16 Ejercicios de razonamiento
Si usted tuviera la necesidad u obligación de determinar el conte-nido de plomo en una muestra de agua que va ha ser vertida al drenaje municipal, ¿cómo procedería? . O supongase que esta interesado en saber la cantidad de oro presente en una muestra de joyería que le proponen comprar, ¿cómo la sabría? . Así como estas, hay muchas otras interrogantes que se podrán responder a partir de un análisis químico de la muestra, lo cual, frecuentemente, implica cálculos químicos en solución.

17 Análisis Químico ¿Qué volumen de solución M de HCl se requiere para reaccionar completamente con moles de Pb(NO3)2? ¿Qué sal se forma y en que cantidad? ¿Es una sal soluble o insoluble?. 1. Estequiometría de la reacción: 2HCl(ac) + Pb(NO3)2(ac)  2HNO3(ac) + PbCl2 2. Cálculo de volumen de HCLrequerido: 3. La sal formada es PbCl2 y, de acuerdo a las reglas de solubilidad, es insoluble. La cantidad formada es:

18 Análisis Químico: diagrama de flujo
Gramos de reactante A gA (molA/gA) mol A (g A / mol A) dividir por la masa molar multiplicar por la masa molar multiplicar por la conc. Moles de reactante A Volumen de reactante A l (mol A / l) multiplicar por el factor estequiométrico El cálculo directo no es posible dividir por la conc. Moles de reactante B o moles de producto Volumen de reactante B mol B (l / mol B) mol B (g B / mol B) multiplicar por la masa molar Gramos de reactante B o gramos de producto

19 Análisis Químico: titulación
La concentración de una solución desconocida se suele determinar por medio un procedimiento llamado titulación, para lo cual se usa una solución de concentración conocida llamada solución estándar. Vol. inicial Bureta Vol de solución ácida de [] = ? Bureta con sol`n estándar de NaOH Lectura de vol. final utilizado pipeta Solución neutra- lizada (indicador Cambió a rojo) Vol de solución ácida de [] = ?

20 Análisis Químico: indicadores
El punto de equivalencia de la titulación, es decir, el punto en el que han reaccionado cantidades estequiométricas, se determina utilizando indicadores, sustancias químicas cuya propiedad es presentar un cambio de color cuando haya ocurrido la neutralización: Extractos de la col morada

21 Análisis Químico: el vire
El cambio de color de un indicador señala el punto final de la titulación, que debe coincidir con el punto de equivalencia de la titulación.

22 Análisis Químico: cálculo de concentración
Un método para pelar papas es sumergirlas en una solución básica ([NaOH] ~ 3 a 6M) durante un corto tiempo, sacarlas de la solución y quitarles la cáscara. La [NaOH] se analiza periodicamente. En un análisis se encontró que 45.7 ml de solución M H2SO4 fueron suficientes para neutralizar completamente una muestra de 20.0 ml de la solución de NaOH. ¿Cuál es su concentración?. Ecuación de neutralización: H2SO4(ac) + 2 NaOH(ac)  2 H2O(l) + Na2SO4(ac) moles que neutralizan equivalentemente a: cuya molaridad es:

23 Análisis Químico: ejercicio
El ion cloruro, Cl-, es uno de los iones principales en el agua natural y en las aguas de desecho, su concentración se determina por titulación con iones Ag+: Ag+(ac) + Cl-(ac)  AgCl(s) ¿Qué masa de ion cloruro existe en una muestra de 10.0 g de agua, si se requieren 20.0 ml de sol’n M de Ag+ para reacionar a todo el cloruro de la muestra?.