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

composición, y naturaleza. Introducción En la práctica, muchas de las reacciones químicas se llevan a cabo en solución, es decir, las sustancias reaccionantes se encuentran previamente disueltas en un líquido como medio de disolución. Las soluciones en las cuales el agua es el medio de disolución, se denominan: soluciones acuosas. Trabajar con soluciones acuosas requiere de un conocimiento claro de su: composición, y naturaleza. H2 Ca CaCO3 HCl

Composición de las Soluciones Una solución es una mezcla homegénea de dos o más sustancias, una de las cuales se denomina solvente (presente en mayor cantidad), y la (s) restante (s) se denomina soluto (especie disuelta). En la figura se ilustra una solución acuosa de sulfato de cobre (CuSO4·5H2O) de concentración 1.00 M. El color azul de la solución se debe a la presencia de iones Cu+2 hidratados.

Concentración La composición de una solución, es decir, la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de solvente (o aún de solución) se expresa en términos de concentración. La unidad de concentración más común en química es la molaridad, simbolizada por M, que se define como el número de moles de soluto en un litro de solución: Una solución 1.00 molar (1.00 M) contiene 1.00 moles de soluto en cada litro de solución.

Solución de Molaridad Conocida Preparación Solución de Molaridad Conocida Pesar el soluto adicionar el disolver el aforar con el solvente soluto solvente

Cálculo de concentración El permanganato de potasio, KMnO4, es un reactivo común de laboratorio y usado alguna vez como germicida en el tratamiento de quemaduras. Es un sólido lustroso de color purpura obscuro, que al disolverse en agua da una bonita solución de color purpura. Si usted disuelve 0.395 g de KMnO4 en agua suficiente para preparar 250 ml de solución, ¿qué concentración molar se tendrá?. 0.395 g [KMnO4]=? 250 ml

Cálculo de concentración El primer paso es convertir la masa de KMnO4 en moles: Ahora que conocemos el número de moles y el volumen de solución a preparar, la concentración de la solución se puede determinar usando la definición de M:

Ejercicio de Concentración El bicarbonato de sodio, NaHCO3, se usa como materia prima para formular polvos efervecentes, polvos para extinguidor, y en la manufactura de plásticos y cerámicas, entre otras cosas. Si uno dispone de 26.3 g del compuesto y lo disuelve en agua suficiente para preparar 200 ml de solución, ¿cuál será su M?

Cálculos Alternos Conociendo la molaridad, se pueden calcular sin mayor problema el número de moles de soluto en un volumen dado, o bien el volumen que suministre una cantidad dada de moles de soluto: ¿Cuántos g de Na2CO3 se requieren para preparar 2.0 l de solución 1.5 M? Calculemos primero el No. de moles de soluto, Na2CO3, requeridos: Ahora, sólo resta convertir el No. de moles en gramos de soluto:

Dilución: concepto Las soluciones que se suelen comprar o prepara en el laboratorio, son soluciones concentradas. Por ejm., el ácido sulfúrico, H2SO4, que se compra es solución 18 M (ác. sulfúrico concentrado), por lo que para preparar soluciones de concentración inferior habrá necesidad de adicionar agua, proceso denominado dilución.

Número de moles antes de diluir = número de moles después de diluir Dilución: concepto Cuando se añade solvente, el No. de moles de soluto permanece inalterado: Número de moles antes de diluir = número de moles después de diluir Como nº moles = n = M x l, podemos escribir: Ecuación que se conoce como: ecuación de dilución. V1 < V2 18 partículas Minicial Vinicial = Mfinal Vfinal

Cálculo de dilución Usted necesita un litro de solución 0.0100 M de K2Cr2O7 (dicromato de potasio). Usted dispone de algo de solución 0.100 M de K2Cr2O7 en un matraz aforado, y agua destilada. ¿Qué volumen de la solución concentrada se requerirá para preparar por dilución la solución que se necesita? Utilizando la ecuación de dilución, podemos calcular el volumen requerido: Vemos que si partimos de 0.100 l (100 ml) de solución 0.100 M de K2Cr2O7 y los diluimos a un volumen total de 1.00 l, se obtendrá la solución 0.0100 M requerida.

Electrolitos Imagine usted dos soluciones acuosas preparadas una con sal y la otra con azúcar como solutos, ambas son transparentes, incoloras e inodoras. ¿Cómo difiere una de la otra?, por sus propiedades, entre ellas la conductividad eléctrica : solución azucarada soluciones salinas de diferente concentración

Electrolitos iones en solución Muchas sustancias se disocian para formar iones cuando se disuelven en agua. Aunque el agua, por sí misma, es un mal conductor de la elec- tricidad, la presencia de iones ocasiona que las soluciones se conviertan en buenas conduc-toras. Por esta razón, los solutos que existen como iones en solución se denominan electrolitos. foco ánodo cátodo iones en solución

Electrolitos Cuando el NaCl (sal común) se disuelve en agua, los iones Na+ y Cl- se dispersan a través de la solución, rodeandose por moléculas de agua (solvatación en general, hidratación en particular) para estabilizarse y evitar la recombinación (a) :

No-electrolitos Muchas otras sustancias moleculares no forman iones cuando se disuelven en agua, y se les denomina no-electrolitos porque forman soluciones no conductoras, como el caso del azúcar cuya solución contiene moléculas neutras dispersadas (b):

Electrolitos: clasificación Hay dos categorias de electrolitos: aquellos que al disolverse en agua se disocian en su totalidad, electrolitos fuertes (compuestos iónicos y algunos moleculares); y los que sólo lo hacen parcialmente, electrolitos débiles (compuestos moleculares). El concepto de fuerte y débil no se debe confundir con la extensión a la cual se disuelve un electrolito. Por ejm., el ácido acético, CH3COOH, es extremadamente soluble en agua pero es un electrolito débil; por el contrario, el hidróxido de bario,Ba(OH)2, no es muy soluble, sin embargo, la cantidad disuelta es disociada al 100 %, es un electrolito fuerte.

Electrolitos: equilibrio Cuando un electrolito débil, como el ác. acético, se ioniza en solución, la ecuación química se escribe como : CH3COOH (ac)  H+(ac) + CH3COO-(ac) , en donde la doble flecha () simboliza un estado de equilibrio químico, en donde existe una concentración relativa definida de moléculas neutras y de iones. En química, la doble flecha () se usa para representar la ionización de electrolitos débiles, y una sola flecha () para representar la ionización de los electrolitos fuertes: HCl (ac)  H+(ac) + Cl- (ac).

Concentración iónica Cuando un compuesto ionico se disuelve, las concentraciones relativas de los iones que se introducen a la solución dependen de la fórmula química del compuesto. Una solución 1.0 M de NaCl es 1.0 M en iones Na+ y 1.0 M en iones Cl-. Una solución 1.0M de Na2SO4 es 2.0 M en iones Na+ y 1.0 M en ionesSO42-. La concentración de una solución electrolítica se puede especificar en términos del soluto (1.0 M Na2SO4), o en términos de los iones que contiene la solución (2.0 M Na+ y 1.0 M SO42-).

Ejercicio de electrolitos ¿Cuátos moles de iones K+ estan presentes en 0.25 l de una solución 0.015 M de carbonato de potasio? De las siguientes soluciones, indique cuál contendrá el mayor número de moles de iones Cl-: 40 ml de 0.35 M NaCl o 25 ml de 0.25 M CaCl2

Acidos y Bases Los ácidos, bases y sales son los compuestos más familiares en nuestra vida cotidiana, y además los electrolitos más comunes:

Acidos: definición Sustancia capaz de donar protones, H+, a la solución, por ejm., HCl, HNO3, CH3COOH, todos los cuales producen un ion hidrógeno por molécula (monopróticos); o bien H2SO4 y H3PO4, que producen dos (dipróticos) o tres protones por molécula, respectivamente. La ionización de los ácidos polipróticos se efectúa por etapas, así, para el ácido sulfúrico tenemos: Aunque el H2SO4 es un electrolito fuerte, sólo la 1ª ionización es completa.

H+(ac) + OH-(ac)  HOH (o sea: H2O) (l) Bases: definición Sustancia que acepta (reacciona con) iones H+. Los iones hidroxilo (u oxidrilo), OH-, son bases ya que reaccionan con H+ para formar agua: H+(ac) + OH-(ac)  HOH (o sea: H2O) (l) Cualquier sustancia que al disolverse en agua incremente la concentración de iones OH- (ac) es una base: NaOH, KOH, Ca(OH)2, son algunas base comunes. Compuestos que no contienen OH- también pueden ser bases.

Bases: el amoníaco…un caso especial Cuando el amoniaco, NH3, se adiciona al agua acepta un ion H+ del agua, incrementando así la concentración de iones OH- en la solución: NH3(g) + H2O(l)  NH4+ (ac) + OH-(ac) Ya que sólo una fracción del NH3 (~1%) se disocia en iones NH4+ y OH-, éste es un electrolito débil.

Acidos y Bases: clasificación Acidos y bases, como electrolitos, también se clasifican en fuertes y débiles. La reactividad de un ácido depende tanto del anión como del H+: el HF es un ácido débil, pero muy reactivo (ataca aún al vidrio) debido al efecto combinado del H+(ac) y del F-(ac). Algunos ácido y bases fuertes comunes son los siguientes: Acido clorhídrico, HCl; Hidróxidos de metales del grupo IA (LiOH, Acido bromhídrico, HBr; NaOH, KOH, RbOH, CsOH); Acido Nítrico, HNO3; Hidróxidos de metales del grupo I [Ca(OH)2, Sr(OH)2 , Ba(OH)2 ] Acido sulfúrico, H2SO4; Acido perclórico, HClO4 .

Diagrama de flujo para electrolitos La siguiente guia permitirá diferenciar entre diferentes especies. Compuesto soluble en agua si iónico? no si ácido? no Electrolito fuerte ácido fuerte? NH3 u otra base molecular? si no Electrolito fuerte Electrolito débil si no Electrolito débil No-electrolito

Reacciones de Neutralización Cuando se mezclan una solución ácida con una solución básica ocurre una reacción de neutralización, cuyo producto no presenta ninguna propiedad característica de las soluciones mezcladas, p.ej.: HCl (ac) + NaOH (ac)  H2O (l) + NaCl (ac) (ácido) (base) (agua) (sal) El producto principal de la reacción es una sal, compuesto iónico cuyo catión proviene de la base (Na+ del NaOH) y cuyo anión del ácido (Cl- del HCl), el otro producto de reacción siempre es H2O. ¿Cuál es la reacción entre el ácido bromhídrico, HBr, y el hidróxido de bario, Ba(OH)2 en solución acuosa?

Ecuaciones iónicas Las ecuaciones químicas escritas como: HCl (ac) + NaOH (ac)  H2O (l) + NaCl (ac) son denominadas moleculares, pues todas las especies ahí representadas están es su forma molecular. Como las especies HCl, NaOH y NaCl son electrolitos fuertes, éstas en realidad están disociadas en solución, lo cual podrá indicarse en la forma de escribir la ecuación química: H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH-(ac)  H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac) la cual se denomina ecuación iónica completa. Las especies repetidas a ambos lados de la ecuación se llaman iones indiferentes o espectadores y no juegan ningún papel en la reacción

Ecuaciones iónicas: algunas reglas La omisión de los iones indiferentes de la ecuación deja sólo la representación de una ecuación iónica neta: H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH-(ac)  H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac) H+(ac) + OH-(ac)  H2O(l) esta ecuación sólo incluye los iones y moléculas directamente involucrados en la reacción química, conservandose además la carga. Como regla, se deberá recordar en todo caso que: sólo los electrolitos fuertes solubles se pueden escribir en forma iónica; Los electrolitos débiles solubles, los no-electrolitos solubles y las sustancias insolubles se escriben en forma molecular; Los iones indiferentes se omiten de las ecuaciones iónicas netas.