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

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 Soluto bebida no alcohólica (l) H2O Azúcar, CO2 Aire (g) N2 O2, Ar, CH4 Soldadura suave (s) Pb Sn 4.1

Todos los solutos se disuelven en agua Estos solutos se pueden agrupar en dos categorias: Electrolitos: es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad. 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 Agua pura Agua pura Ácido nitroso Agua pura Cloruro de sodio 4.1

¿Conduce electricidad en la disolución? Cationes (+) y Aniones (-) Separación de un compuesto en sus aniones y cationes Electrólito fuerte: 100% disociación NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac) H2O Electrólito débil: no se disocia completamente CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac) Reacción reversible Equilibrio químico 4.1

Molécula neutra con polos positivos y negativos Hidratación es el proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera específica. d+ d- H2O Molécula neutra con polos positivos y negativos

Un no electrólito no conduce electricidad? No cationes (+) y aniones (-) en disolución 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 4.1

Las reacciones químicas se clasifican de dos maneras Cambio químico La formación de un precipitado Cambio de temperatura Formación de algún gas Cambio de olor Cambio de color 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

Depende de como se comportan las sustancias cuando reaccionan 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 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 precipitado Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac) Solubilidad: Maxima cantidad de soluto que se disolverá en una determinada cantidad de disolvente 4.2

Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 250C Compuestos solubles Excepciones Compuestos 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 CO32-, PO43-, 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 PbI2 precipitado Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac) ecuación molecular Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3- ecuación iónica Pb2+ + 2I- PbI2 (s) ecuación iónica neta Na+ y NO3- son iones espectadores 4.2

Cómo escribir las ecuaciones iónicas netas Escriba una ecuación molecular balanceada. Escriba la ecuación iónica que muestra los electrólitos fuertes. Determine el precipitado de las reglas de solubilidad. Cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación iónica. Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata con cloruro de sodio. AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac) Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl (s) + Na+ + NO3- Ag+ + Cl- AgCl (s) 4.2

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. Bases Tiene un sabor amargo. Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen 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 protones Una base Brønsted es un aceptor de protones base ácido ácido base Un ácido Brønsted debe contener por lo menos un ¡protón ionizable! 4.3

Ácidos monopróticos Ácidos dipróticos Ácidos tripróticos HCl H+ + Cl- Electrólito fuerte, ácido fuerte, HNO3 H+ + NO3- Electrólito fuerte, ácido fuerte, CH3COOH H+ + CH3COO- Electrólito débil, ácido débil, Ácidos dipróticos H2SO4 H+ + HSO4- Electrólito fuerte, ácido fuerte, HSO4- H+ + SO42- Electrólito débil, ácido débil, Ácidos tripróticos H3PO4 H+ + H2PO4- Electrólito débil, ácido débil, H2PO4- H+ + HPO42- Electrólito débil, ácido débil, HPO42- H+ + PO43- 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) Oxidación semirreacción (pierde e-) 2Mg 2Mg2+ + 4e- O2 + 4e- 2O2- Reducción semirreacción (gana e-) 2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e- 2Mg + O2 2MgO 4.4

4.4 Un trozo de zinc metálico se coloca en una disolución acuosa de CuSO4 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. Los iones Cu2+ se convierten en átomos de Cu. Los átomos de zinc entran a la disolución como iones de Zn2+ 4.4

Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s) Zn Zn2+ + 2e- Zn es oxidada Zn es el agente reductor Cu2+ + 2e- Cu Cu2+ es reducido Cu2+ es el agente oxidante 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 4.4

Número de oxidación La carga que tendría un átomo en una molécula o un compuesto iónico, si los electrones fueran completamente transferidos. 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 4.4

Número de oxidación Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 Reglas para asignar números de oxidación Los elementos libres (estado no combinado) tiene un número de oxidación de cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 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 El número de oxidación del oxígeno es generalmente –2. 4.4

HCO3- O = -2 H = +1 3x(-2) + 1 + ? = -1 C = +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. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre 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. HCO3- ¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO3- ? O = -2 H = +1 3x(-2) + 1 + ? = -1 C = +4 4.4

IF7 F = -1 7x(-1) + ? = 0 I = +7 K2Cr2O7 NaIO3 Na = +1 O = -2 O = -2 Los números de oxidación de todos los elementos: F = -1 7x(-1) + ? = 0 I = +7 K2Cr2O7 NaIO3 Na = +1 O = -2 O = -2 K = +1 3x(-2) + 1 + ? = 0 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0 I = +5 Cr = +6 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 Reacciones de combustión Reacciones de desplazamiento Reacción de desproporción 4.4

Tipos de reacciones de oxidación-reducción Reacción de combinación A + B C +4 -2 S + O2 SO2 Reacción de descomposición C A + B +1 +5 -2 +1 -1 2KClO3 2KCl + 3O2 4.4

Tipos de reacciones de oxidación-reducción Reacciones de desplazamiento A + BC AC + B +1 +2 Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2 Desplazamiento de hidrógeno +4 +2 TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2 Desplazamiento de metal -1 -1 Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2 Desplazamiento de halógeno 4.4

La serie de actividad de los metales Reacción de desplazamiento el hidrógeno del Desplazan agua fría M + BC AC + B Desplazan el hidrógeno del vapor de agua M es metal BC es ácido o H2O B is H2 Desplazan el hidrógeno de los ácidos Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2 4.4

Tipos de reacciones de oxidación-reducción Reacción de desproporción El elemento es simultáneamente oxidado y reducido. +1 -1 Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O Química del cloro 4.4

Clasifique las reacciones siguientes: Ca2+ + CO32- CaCO3 Precipitación NH3 + H+ NH4+ Ácido-Base Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 Redox (H2 Desplazamiento) Ca + F2 CaF2 Redox (Combinación) 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? M KI M KI volúmen KI moles KI gramos KI 1 L 1000 mL x 2.80 mol KI 1 L soln x 166 g KI 1 mol KI x 500. mL = 232 g KI 4.5

Cómo preparar una disolución de molaridad conocida Marca que muestra el volumen conocido de la disolución Menisco 4.5

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) después de la dilución (f) = MiVi MfVf = 4.5

MiVi = MfVf Mi = 4.00 Mf = 0.200 Vf = 0.06 L Vi = ? L Vi = MfVf Mi = ¿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 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 4.5

Análisis gravimétrico Disuelva la sustancia desconocida en agua El reactivo desconocido con la sustancia conocida para formar un precipitado Filtre y seque el precipitado Pese el precipitado Use la fórmula química y masa del precipitado para determinar la cantidad de ion desconocido 4.6

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

¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA! ¿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 ? ¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA! H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4 M ácido rx coef. M base volumen ácido moles ácido moles base volumen base 4.50 mol H2SO4 1000 mL soln x 2 mol NaOH 1 mol H2SO4 x 1000 ml soln 1.420 mol NaOH x 25.00 mL = 158 mL 4.7