reacciones en disolución acuosa
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Reacciones en disolución acuosaCapítulo4
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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
Disolución Disolvente Solutobebida no
alcohólica (l)Aire (g)
Soldadura suave (s)
H2O
N2
Pb
Azúcar, CO2
O2, Ar, CH4
Sn
Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad.
Un no electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que no conduce la electricidad.
no electrólito electrólito débil electrólito fuerte4.1
Electrólito fuerte: 100% disociación
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O
Electrólito débil: no se disocia completamente
CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)
¿Conduce electricidad en la disolución?
Cationes (+) y Aniones (-)
4.1
Hidratación es el proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera específica.
δ+
δ−
H2O
Un no electrólito no conduce electricidad?
No cationes (+) y aniones (-) en disolución
4.1
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
Reacciones de precipitación
Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución
ecuación molecular
ecuación iónica
ecuación iónica neta
Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3
-
Na+ y NO3- son iones espectadores
PbI2
Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)
precipitado
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
4.2
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.
AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)
Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl (s) + Na+ + NO3
-
Ag+ + Cl- AgCl (s)4.2
Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata con cloruro de sodio.
Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 250C
Compuestos solubles ExcepcionesCompuestos 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 Excepciones
CO32-, PO4
3-, CrO42-, S2- compuestos que contengan iones
de metales alcalinos y NH4+
OH- Compuestos que contenGAN iones de metales alcalinos y Ba2+
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.
Tiene un sabor amargo.
Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases.
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 protonesUna base Brønsted es un aceptor de protones
ácidobase ácido base
4.3
Un ácido Brønsted debe contener por lo menos un ¡protón ionizable!
Ácidos monopróticos
HCl H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3-
CH3COOH H+ + CH3COO-
Electrólito fuerte, ácido fuerte,
Electrólito fuerte, ácido fuerte,
Electrólito débil, ácido débil,
Ácidos dipróticosH2SO4 H+ + HSO4
-
HSO4- H+ + SO4
2-
Electrólito fuerte, ácido fuerte,
Electrólito débil, ácido débil,
Ácidos tripróticosH3PO4 H+ + H2PO4
-
H2PO4- H+ + HPO4
2-
HPO42- H+ + PO4
3-
Electrólito débil, ácido débil,
Electrólito débil, ácido débil,
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)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Oxidación semirreacción (pierde e-)
Reducción semirreacción (gana e-)
2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-
2Mg + O2 2MgO 4.4
4.4
Un trozo de zincmetálico se
colocaen una
disoluciónacuosa de
CuSO4
Los iones Cu2+ se convierten en átomos de Cu.
Los átomos de zinc entran a la disolucióncomo iones de Zn2+
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.
Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s)
Zn es oxidada Zn Zn2+ + 2e-
Cu2+ es reducidoCu2+ + 2e- Cu
Zn es el agente reductor
Cu2+ 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) + 2AgNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)
Cu Cu2+ + 2e-
Ag+ + 1e- Ag Ag+ es reducido Ag+ es el agente oxidante
Número de oxidación
La carga que tendría un átomo en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.
1. Los elementos libres (estado no combinado) tiene un número de oxidación de cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. 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
3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente –2. En H2O2 y O2
2- éste es –1. 4.4
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está enlazado a metales en los compuestos binarios. En estos 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.
HCO3-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO3
- ?
4.4
NaIO3
Na = +1 O = -2
3x(-2) + 1 + ? = 0
I = +5
IF7
F = -1
7x(-1) + ? = 0
I = +7
K2Cr2O7
O = -2 K = +1
7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
Cr = +6
¿Los números de oxidación de todos los elementos en lo siguiente?
4.4
Tipos de reacciones de oxidación-reducción
Reacción de combinación
A + B C
S + O2 SO2
Reacción de descomposición
2KClO3 2KCl + 3O2
C A + B
0 0 +4 -2
+1 +5 -2 +1 -1 0
4.4
Reacciones de desplazamiento
A + BC AC + B
Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2
TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2
Desplazamiento de hidrógeno
Desplazamiento de metal
Desplazamiento de halógeno
Tipos de reacciones de oxidación-reducción
4.4
0 +1 +2 0
0+4 0 +2
0 -1 -1 0
La serie de actividad de los metales
M + BC AC + B
Reacción de desplazamiento
M es metalBC es ácido o H2O
B is H2
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2
4.4
De
spla
zan
el h
idr ó
geno
de
los
áci d
os
De
spla
zan
el h
idr ó
gen
o de
lva
por
de
ag
ua
De
spla
zan
el
hi d
róg
eno
de
l ag
ua
fría
Reacción de desproporción
Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O
El elemento es simultáneamente oxidado y reducido.
Tipos de reacciones de oxidación-reducción
Química del cloro
0 +1 -1
4.4
Ca2+ + CO32- CaCO3
NH3 + H+ NH4+
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Ca + F2 CaF2
Precipitación
Ácido-Base
Redox (H2 Desplazamiento)
Redox (Combinación)
Clasifique las reacciones siguientes:
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?
volúmen KI moles KI gramos KIM KI M KI
500. mL = 232 g KI166 g KI
1 mol KIx
2.80 mol KI
1 L solnx
1 L
1000 mLx
4.5
4.5
Cómo preparar una disolución de molaridad conocida
Marca que muestrael volumen conocido
de la disolución
Menisco
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)
=
MiVi MfVf=4.5
¿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
4.5
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
Análisis gravimétrico
4.6
1. 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
ValoracionesEn 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
¿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 ?
4.7
¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA!
volumen ácido moles ácido moles base volumen base
H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4
4.50 mol H2SO4
1000 mL solnx
2 mol NaOH
1 mol H2SO4
x1000 ml soln
1.420 mol NaOHx25.00 mL = 158 mL
M
ácido
rx
coef.
M
base