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Reacciones en disolución acuosa Capítulo4 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

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1 Reacciones en disolución acuosa Capítulo4 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2 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 DisoluciónDisolventeSoluto bebida no alcohólica (l) Aire (g) Soldadura suave (s) H2OH2O N2N2 Pb Azúcar, CO 2 O 2, Ar, CH 4 Sn

3 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

4 Método para distinguir entre sustancias electrolíticas y no electrolíticas no electrólitoelectrólito débilelectrólito fuerte 4.1 Agua pura Ácido nitroso Agua pura Cloruro de sodio

5 Electrólito fuerte: 100% disociación NaCl (s) Na + (ac) + Cl - (ac) H2OH2O Electrólito débil: no se disocia completamente CH 3 COOH CH 3 COO - (ac) + H + (ac) ¿Conduce electricidad en la disolución? Cationes (+) y Aniones (-) 4.1 Separación de un compuesto en sus aniones y cationes Reacción reversible Equilibrio químico

6 Hidratación es el proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera específica. H2OH2O Molécula neutra con polos positivos y negativos

7 Un no electrólito no conduce electricidad? No cationes (+) y aniones (-) en disolución 4.1 C 6 H 12 O 6 (s) C 6 H 12 O 6 (ac) H2OH2O Electrólito fuerteElectrólito débilNo electrólito HClCH 3 COOH(NH 2 ) 2 CO HNO 3 HFCH 3 OH HClO 4 HNO 2 C 2 H 5 OH NaOHH2OH2OC 12 H 22 O 11 Compuestos iónicos

8 La formación de un precipitado Cambio de temperatura Formación de algún gas Cambio 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

9 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

10

11 Depende del proceso químico que ocurre al efectuarse la reacción Acido-base o neutralización Precipitación Oxidación- reducción (REDOX) Formación de complejos

12 Reacciones de precipitación Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución PbI 2 Pb(NO 3 ) 2 (ac) + 2NaI (ac) PbI 2 (s) + 2NaNO 3 (ac) precipitado 4.2 Solubilidad: Maxima cantidad de soluto que se disolverá en una determinada cantidad de disolvente

13 Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 25 0 C Compuestos solublesExcepciones Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH 4 + NO 3 -, HCO 3 -, ClO 3 - Cl -, Br -, I - Halogenuros de Ag +, Hg 2 2+, Pb 2+ SO 4 2- Sulfatos de Ag +, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Hg 2+, Pb 2+ Compuestos insolublesExcepciones CO 3 2-, PO 4 3-, CrO 4 2-, S 2- compuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH 4 + OH - Compuestos que contenGAN iones de metales alcalinos y Ba

14 Reacciones de precipitación Ecuaciones moleculares, ionica general, ionica neta ecuación molecular ecuación iónica ecuación iónica neta Pb NO Na + + 2I - PbI 2 (s) + 2Na + + 2NO 3 - Na + y NO 3 - son iones espectadores PbI 2 Pb(NO 3 ) 2 (ac) + 2NaI (ac) PbI 2 (s) + 2NaNO 3 (ac) precipitado Pb I - PbI 2 (s) 4.2

15 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. AgNO 3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO 3 (ac) Ag + + NO Na + + Cl - AgCl (s) + Na + + NO 3 - Ag + + Cl - AgCl (s) 4.2 Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata con cloruro de sodio.

16 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

17 Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H + (H 3 O + ) en agua Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH - en agua 4.3

18 Un ácido Brønsted es un donador de protones Una base Brønsted es un aceptor de protones ácidobaseácidobase 4.3 Un ácido Brønsted debe contener por lo menos un ¡protón ionizable!

19 Ácidos monopróticos HCl H + + Cl - HNO 3 H + + NO 3 - CH 3 COOH H + + CH 3 COO - Electrólito fuerte, ácido fuerte, Electrólito débil, ácido débil, Ácidos dipróticos H 2 SO 4 H + + HSO 4 - HSO 4 - H + + SO 4 2- Electrólito fuerte, ácido fuerte, Electrólito débil, ácido débil, Ácidos tripróticos H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- HPO 4 2- H + + PO 4 3- Electrólito débil, ácido débil, 4.3

20 Reacción de neutralización ácido + base sal + agua HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H 2 O H + + Cl - + Na + + OH - Na + + Cl - + H 2 O H + + OH - H 2 O 4.3

21 Reacciones de oxidación-reducción (reacciones de transferencia de electrones) 2Mg (s) + O 2 (g) 2MgO (s) 2Mg 2Mg e - O 2 + 4e - 2O 2- Oxidación semirreacción (pierde e - ) Reducción semirreacción (gana e - ) 2Mg + O 2 + 4e - 2Mg O e - 2Mg + O 2 2MgO 4.4

22 Un trozo de zinc metálico se coloca en una disolución acuosa de CuSO 4 Los iones Cu 2+ se convierten en átomos de Cu. Los átomos de zinc entran a la disolución como iones de Zn 2+ Cuando se coloca un trozo de alambre de Cu en una disolución acuosa de AgNO 3 los átomos Cu entran a la disolución como iones Cu 2+ y los iones Ag + se convierten en Ag metálica.

23 Zn (s) + CuSO 4 (ac) ZnSO 4 (ac) + Cu (s) Zn es oxidadaZn Zn e - Cu 2+ es reducidoCu e - Cu Zn es el agente reductor Cu 2+ 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) + 2AgNO 3 (ac) Cu(NO 3 ) 2 (ac) + 2Ag (s) Cu Cu e - Ag + + 1e - AgAg + es reducidoAg + es el agente oxidante

24 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

25 Número de oxidación 1.Los elementos libres (estado no combinado) tiene un número de oxidación de cero. Na, Be, K, Pb, H 2, O 2, P 4 = 0 2.En los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion. Li +, Li = +1; Fe 3+, Fe = +3; O 2-, O = -2 3.El número de oxidación del oxígeno es generalmente – Reglas para asignar números de oxidación

26 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. HCO 3 - O = -2H = +1 3x(-2) ? = -1 C = +4 ¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO 3 - ? 4.4

27 NaIO 3 Na = +1 O = -2 3x(-2) ? = 0 I = +5 IF 7 F = -1 7x(-1) + ? = 0 I = +7 K 2 Cr 2 O 7 O = -2K = +1 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0 Cr = +6 Los números de oxidación de todos los elementos: 4.4

28 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

29 Tipos de reacciones de oxidación- reducción Reacción de combinación Reacción de descomposición 4.4 Reacciones de desplazamiento Reacción de desproporción Reacciones de combustión

30 Tipos de reacciones de oxidación- reducción Reacción de combinación A + B C S + O 2 SO 2 Reacción de descomposición 2KClO 3 2KCl + 3O 2 C A + B

31 Reacciones de desplazamiento A + BC AC + B Sr + 2H 2 O Sr(OH) 2 + H 2 TiCl 4 + 2Mg Ti + 2MgCl 2 Cl 2 + 2KBr 2KCl + Br 2 Desplazamiento de hidrógeno Desplazamiento de metal Desplazamiento de halógeno Tipos de reacciones de oxidación- reducción

32 La serie de actividad de los metales M + BC AC + B Reacción de desplazamiento M es metal BC es ácido o H 2 O B is H 2 Ca + 2H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Pb + 2H 2 O Pb(OH) 2 + H Desplazan el hidrógeno de los ácidos Desplazan el hidrógeno del vapor de agua Desplazan el hidrógeno del agua fría

33 Reacción de desproporción Cl 2 + 2OH - ClO - + Cl - + H 2 O El elemento es simultáneamente oxidado y reducido. Tipos de reacciones de oxidación- reducción Química del cloro

34 Ca 2+ + CO 3 2- CaCO 3 NH 3 + H + NH 4 + Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 Ca + F 2 CaF 2 Precipitación Ácido-Base Redox (H 2 Desplazamiento) Redox (Combinación) Clasifique las reacciones siguientes: 4.4

35 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 KImoles KIgramos KI M KI 500. mL= 232 g KI 166 g KI 1 mol KI x 2.80 mol KI 1 L soln x 1 L 1000 mL x 4.5

36 Cómo preparar una disolución de molaridad conocida Marca que muestra el volumen conocido de la disolución Menisco

37 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) = MiViMiVi MfVfMfVf = 4.5

38 ¿Cómo prepararía 60.0 mL de 0.2 M de HNO 3 de una disolución existente de 4.00 M HNO 3 ? M i V i = M f V f M i = 4.00 M f = 0.200V f = 0.06 L V i = ? L 4.5 V i = MfVfMfVf MiMi = x = L = 3 mL 3 mL de ácido + 57 mL de agua= 60 mL de disolución

39 Análisis gravimétrico 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

40 Valoraciones En 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

41 ¿Qué volumen de una disolución de M NaOH se requiere para valorar mL de una disolución de 4.50 M H 2 SO 4 ? 4.7 ¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA! volumen ácidomoles ácidomoles basevolumen base H 2 SO 4 + 2NaOH 2H 2 O + Na 2 SO mol H 2 SO mL soln x 2 mol NaOH 1 mol H 2 SO 4 x 1000 ml soln mol NaOH x mL = 158 mL M ácido rx coef. M base


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