REACCIONES EN SOLUCIONES ACUOSAS

Reacciones de precipitación Estas reacciones son aquellas donde se mezclan dos soluciones y se forma un precipitado (sólido insoluble que se forma de la solución resultante y que dado suficiente tiempo se precipita al fondo del la mezcla) Esta reacción es un ejemplo de la reacción de metátesis o de intercambio donde dos especies intercambian posición. En las reacciones de precipitación el intercambio ocurre entre aniones o cationes en compuestos iónicos

Cómo reconocer las reacciones de precipitación Las reacciones de precipitación tienen como reactivo dos soluciones de electrolitos (especies que se disocian formando iones en solución y que por ello dan conductividad eléctrica a la solución). Esto equivale a compuestos iónicos disueltos en agua El producto es un compuesto iónico disuelto y un sólido iónico insoluble si lo hubiere. La manera de reconocer si hay a no reacción es ver si alguna combinación de iones forma un sólido insoluble según las tablas de solubilidad que siguen

Reglas de solubilidad All compounds of the ammonium ion (NH4+), and of Alkali metal (Group IA) cations, are soluble. All nitrates and acetates (ethanoates) are soluble. All chlorides, bromides and iodides are soluble EXCEPT those of silver, lead and mercury(I). All sulphates are soluble EXCEPT those of silver, lead, mercury(I), barium, strontium and calcium. All carbonates, sulfites and phosphates are insoluble EXCEPT those of ammonium and Alkali metal (Group IA) cations. All hydroxides are insoluble EXCEPT those of ammonium, barium and alkali metal (Group I) cations. All sulfides are insoluble EXCEPT those of ammonium, Alkali metal (GroupI) cations and Alkali earth metal (Group II) cations. All oxides are insoluble EXCEPT those of calcium, barium and Alkali metal (Group I) cations; these soluble ones actually react with the water to form hydroxides (hydrolyse).

EJEMPLO En la reacción de AgNO3(ac) + NaCl(ac) donde el (ac) indica acuoso, es decir, disuelto en agua, se puede ver que el compuesto iónico AgCl es insoluble por lo que se formará un precipitado de acuerdo a: AgNO3(ac) + NaCl(ac) NaNO3(ac) + AgCl(s)↓ La flecha realza el hecho de que ese compuesto se precipita Es importante que al terminar de escribir la reacción, la misma esté balanceada

Apuntes adicionales Las reacciones de precipitación se pueden escribir en términos de la reacción iónica neta. Donde se colocan solamente los iones que participan de la reacción. Los otros iones se conocen como iones espectadores En nuestro ejemplo los iones de Na+ y NO3- son iones espectadores y la reacción iónica neta es: Ag+(ac) + Cl-(ac)  AgCl(s)

Reacciones de desplazamiento En una reacción de desplazamiento, una especie ocupa el lugar de otra en un compuesto. Es decir la desplaza del compuesto Veremos tres clases de reacciones de desplazamiento. En cada una de ellas un metal desplaza a una de tres cosas: a otro metal al hidrógeno de un ácido al hidrógeno del agua

Cómo reconocer una reacción de desplazamiento Las reacciones de desplazamiento tienen como uno de los reactivos un metal en su forma elemental el otro reactivo puede ser: un compuesto iónico, un ácido o agua (en vapor caliente o líquida) Usando A y B para metales y X para algún anión, las formas generales, sin balancear, serían: A + BaXb(ac)  B + AcXd(ac) A + HX(ac)  H2(g) + AcXd(ac) A + H2O(l)  H2(g) + Ac(OH) d(ac) A + H2O(g)  H2(g) + Ac(OH) d(ac)

Cómo reconocer una reacción de desplazamiento Para que la reacción ocurra el metal que está en forma elemental tienen que tener la actividad suficiente para desplazar la otra especie. Para saber qué metales tienen la actividad suficiente, se usa una tabla como la que aparece en la siguiente transparencia. Los metales más activos aparecen más arriba en la lista

Ejemplos Escriba la reacción balanceada para cada una de las siguientes: NaCl(ac) + Mg(s)  K(s) + AgNO3(ac)  HCl(ac) + Cu(s)  Al(s) + H2O(l)  Al(s) + H2O(g)  Respuestas: NR: en la primera no hay reacción porque el sodio es más activo que el magnesio K(s) + AgNO3(ac)  Ag(s) + KNO3(ac) NR: el cobre no tiene la actividad para desplazar hidrógeno de los ácidos NR: al aluminio no tiene la actividad para desplazar hidrógeno del agua 2 Al(s) + 6 H2O(g)  2 Al(OH)3(s) + 3 H2(g)

Reacciones ácido-base (neutralización) Son reacciones entre un ácido y una base Un ácido es una especie que al añadirlo a agua forma hidronio (H3O+). Esta especie se produce porque el ácido dona un protón (H+) que se combina con una molécula de agua. Hay ácidos que pueden donar más de un protón y son ácidos polipróticos (bipróticos, tripróticos etc según el número de protones que pueda donar) La base la definiremos según Bronsted y Lowry como una especie que reacciona con el hidronio. En agua esto equivale a aumentar la concentración de OH-

Cómo reconocer las reacciones de neutralización Los reactivos son un ácido y una base y los productos son una sal y agua (si la base contiene OH-) Los ácidos orgánicos se reconocen porque tienen el grupo funcional (COOH) y los ácidos inorgánicos porque su fórmula es como un compuesto iónico donde el catión es H+ Las bases son compuestos iónicos que tienen OH- como su anión o son compuestos moleculares que contienen nitrógeno (Ej NH3)

Ejemplo Balancee las reacciones siguientes: Respuestas HNO3(ac) + Mg(OH)2(ac)  NH3(ac) + CH3COOH(ac)  Respuestas En este caso, como la base tiene OH se forman dos moléculas de agua (una por cada OH) y la sal que queda combinando el anión del ácido con el catión de la base y se balancea la reacción que resulta: 2 HNO3(ac) + Mg(OH)2(ac)  Mg(NO3)2(ac) + 2 H2O(l) Aquí la base no tiene OH por lo que al aceptar el protón se convierte en el catión NH4+ que se combina con el anión del ácido para formar solamente un producto que es una sal NH3(ac) + CH3COOH(ac)  NH4CH3COO(ac)

Concentración Molar Una solución se produce disolviendo una sustancia (soluto) en otra (disolvente). La concentración de una solución se puede medir de diversas maneras. La forma preferida de los químicos es la concentración molar o molaridad (M). Aquí se indican los moles del soluto que hay en un litro de solución Es decir: M = moles de soluto/litros de solución = milimoles de soluto/ml de solución

Aplicaciones Se puede determinar la concentración molar a partir de masa o moles del soluto y volumen final de solución Se puede determinar la masa o moles del soluto que hay en cierto volumen de solución

Ejemplos Calcule la concentración molar de la solución que se prepara disolviendo 3.456 gramos de KCl en 250.0 ml de solución moles de KCl = (3.456 g KCl)(1 mol KCl/74.55 g KCl) = 0.04636 mol KCl Molaridad = 0.04636 moles KCl/0.2500 l de soln = 0.1854 M Calcule los gramos de KCl que hay en 37.80 ml de una solución 0.4200 M = (37.80 ml soln)(1 L/1000 ml)(0.4200 mol KCl/L soln)(74.55 g KCl/1 mol KCl) = 1.184 g de KCl

Problemas de dilución Cuando se prepara una solución añadiendo disolvente a una solución , la concentración resultante es menor, es decir se diluye esa concentración a un valor menor. El principio que establece los valores de dilución es que el número de moles del soluto no se altera al añadir disolvente. Es decir, en la solución original y en la diluida la cantidad de soluto es idéntica. Como la cantidad de soluto se obtiene multiplicando el volumen por la concentración, la relación cuantitativa de interés es: McVc= MdVd Donde Mc es la concentración de la concentrada, Vces el volumen de concentrada usado, Md es la concentración diluida resultante y Vd el volumen de solución diluida preparada

Ejemplo Diga qué volumen de NaOH 2.080 M se requiere para preparar 500.0 ml de NaOH 0.1500 M Se busca el volumen de la concentrada: (2.080 M)Vc= (0.1500 M)(500.0 ml) Vc= (0.1500 M)(500.0 ml)/(2.080 M) = 36.06 ml

Análisis volumétricos Un análisis volumétrico es un análisis químico cuantitativo donde la cantidad que se mide es un volumen. Se mide el volumen de una especie que se requiere para reaccionar con otra. Este tipo de análisis se hace mediante una titulación. Aquí se añade controladamente un reactivo de concentración conocida (agente titulante) al desconocido hasta que un indicador nos dice que se ha completado la reacción con el desconocido (analito). El agente titulante se añade de un instrumento que puede controlar finamente la cantidad añadida. Este instrumento se llama bureta. Al final el volumen y la concentración del agente titulante nos dicen cuánto agente titulante se añadió. Esta cantidad se convierte a cantidad del analito mediante un factor estequiométrico que se saca de la reacción balanceada

Ejemplo Una muestra de 2.016 g que contiene carbonato de calcio se titula con HCl 0.2000 M. Si la titulación requiere 32.45 ml del ácido, determine el porciento del carbonato en la muestra. La reacción es: 2 HCl(ac) + CaCO3(s)  H2CO3(ac) + CaCl2(ac) mmoles de HCl = (32.45 ml soln)(0.2000 mmoles HCl/ml soln) = 6.490 mmoles de HCl El factor estequiométrico de la reacción nos permite pasar a mmoles de CaCO3(s) = (6.490 mmoles de HCl)(1 mmol CaCO3(s)/2 mmol HCl) =3.245 mmol CaCO3(s) = 0.003245 mol CaCO3(s) Esta cantidad se lleva a gramos con la masa molar = [0.003245 mol CaCO3(s)][100.09 g CaCO3(s)/1 mol CaCO3(s)] = 0.3248 g CaCO3(s) Finalmente el porciento se obtiene de la realción de esta masa al total de la muestra % de CaCO3 en la muestra = (0.3248 g/2.016 g) x 100 = 16.11 %