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3. Reacciones en disolución acuosa.
Lección 3. Reacciones en disolución acuosa
• Concentraciones de soluto. Molaridad.• Reacciones de Precipitación
Ecuaciones iónicas netas.Estequiometría.
• Reacciones Ácido-Base.Ácidos y bases fuertes y débilesEcuaciones para las reacciones ácido-baseValoraciones ácido-base.
• Reacciones de oxidación-reducción.Número de oxidación.Ajuste de semiecuacionesAjuste de ecuaciones redox.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Concentraciones de soluto. Molaridad.
Molaridad (M) = moles de soluto
litros de disolución
Una disolución es una mezcla homogénea de un soluto (sustancia
disuelta) distribuido en un disolvente (sustancia que produce la
disolución). La concentración de una disolución se puede expresar
mediante una magnitud denominada molaridad:
Preparación de una disolución:
3. Reacciones en disolución acuosa.
Concentraciones de soluto. Molaridad.
A partir de la concentración de una disolución es posible conocer otros datos. Por ejemplo, sea una disolución de ácido clorhídrico, HCl, que contiene 12 moles de HCl por litro de disolución. Es decir, [HCl] = 12 M.
a) Calcular cuantos moles de HCl hay en 25 mL de esta disolución.
= 0.3 mol de HCl
nHCl = 25 mL disoluc x 1 L
1000 mL
12 mol HCl
1 L disoluc
x
b) ¿Qué volumen (en mL) de ese HCl concentrado contiene 1 mol de HCl?
= 83.3 mL de HCl
VHCl = 1 mol HCl x 1000 mL
1 L12 mol HCl
1 L disoluc x
3. Reacciones en disolución acuosa.
Cuando un sólido iónico se disuelve en agua, los cationes y
aniones se separan, dando lugar a iones hidratados. Cuando se
disuelve un soluto molecular, las moléculas se integran en la
disolución sin modificación:
Solutos iónicos.
NaCl(s) Na+(ac) + Cl-(ac) CH3OH(l) CH3OH(ac)
Disolución y solvatación
3. Reacciones en disolución acuosa.
Solutos iónicos. Electrolitos fuertes y débiles
Los sólidos iónicos son electrolitos fuertes, pues están
completamente disociados en agua. No existen moléculas o
agrupaciones moleculares, sólo iones hidratados. Otras sustancias
son electrolitos débiles, pues al disolverse originan una mezcla de
moléculas sin disociar y de iones disociados.
Na2(CO3)(s) 2 Na+(ac) + CO3
2-(ac)
CH3COOH(l) CH3COO-(ac) + H+
(ac)
Electrolito fuerte Electrolito débil
Electrolito fuerte (buen conductor)
Electrolito débil (mal conductor)
3. Reacciones en disolución acuosa.
Concentración de electrolitos
Los valores de la molaridad de un electrolito dependen de que sea
fuerte o no, y del número de iones que libera al disociarse. Así,
para la disolución de 0.75 moles de carbonato sódico en un litro
de aguase obtiene
Na2(CO3)(s) 2 Na+(ac) + CO3
2-(ac)
0.75 mol/L 2 x 0.75 mol/L 0.75 mol/L
0.75 M 1.5 M Na+ 0.75 M CO32-
Y al disolver 1.25 mol de fosfato amónico en 0.75 L de agua, se obtendría
(NH4)3(PO4)(s) 3 NH4+
(ac) + PO43-
(ac)
1.25 mol/0.75 L 3 x 1.25 mol/0.75L 1.25mol/0.75 L
1.66 M 5 M Na+ 1.66 M PO43-
3. Reacciones en disolución acuosa.
Reacciones de Precipitación
Cuando al mezclar dos disoluciones se forma un sólido insoluble, que aparece en el medio de reacción, a la reacción se la denomina de precipitación.
2 KI + Pb(NO3)2 PbI2(s) + 2 K+ + 2 NO3
-
3. Reacciones en disolución acuosa.
Ecuación iónica neta
Se denomina así a la ecuación química que describe una reacción y en la que sólo se representan los iones o compuestos que dan la reacción, excluyéndose otros que no forma parte directa de la misma.
Ca2+(ac) + CO3
2-(ac) CaCO3(s)
Los iones sodio y cloruro no participan en la reacción principal, siendo meros espectadores. Por ello se pueden obviar en la ecuación iónica neta:
CaCl2(ac) + Na2CO3(ac) CaCO3(s) + 2NaCl(ac)
Al ajustar una ecuación iónica neta no sólo debe tenerse en cuenta el balance de átomos sino también el de cargas, que también debe ser igual a ambos lados de la ecuación.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Estequiometría en reacciones de precipitación
Al mezclar dos disoluciones de hidróxido sódico y nitrato de hierro (III) se forma un precipitado de color rojo. Calcular la masa de este sólido cuando se mezclan 50 mL de NaOH 0.2 M y 30 mL de
Fe(NO3)3 0.125 M.Fe3+
(ac) + 3OH-(ac) Fe(OH)3 (s)
= 3.75 x 10-3 mol Fe(OH)3
n Fe(OH)3 = 0.03 L Fe(NO3)3 x 0.125 mol Fe(NO3)3
1 L Fe(NO3)3
1 mol Fe3+
1 mol Fe(NO3)3
x1 mol
Fe(OH)3 1 mol Fe3+
x
n Fe(OH)3 = 0.05 L NaOH x 0.2 mol NaOH
1 L NaOH
1 mol OH-
1 mol NaOH x
1 mol Fe(OH)3
3 mol OH-
x
= 3.33 x 10-3 mol Fe(OH)3
Reactivo limitante: OH-
3.33 x 10-3 mol Fe(OH)3
106 g Fe(OH)3
1 mol Fe(OH)3 x = 0.356 g de Fe(OH)3
3. Reacciones en disolución acuosa.
Reacciones ácido-base
Definición de Arrhenius de ácidos y bases
Ácido: cualquier sustancia que produzca iones hidrógeno en disolución acuosa:
HCl H+ + Cl- Base: cualquier sustancia que produzca iones hidroxilo en disolución
acuosa:
NaOH Na+ + OH-
Si estas reacciones se dan de forma cuantitativa, entonces se denominan ácidos y bases fuertes
Ionización (no habia iones al comienzo)
Disociación (sí habia iones en el soluto)
3. Reacciones en disolución acuosa.
Molaridad
Ácidos fuertes Fórmula (comercial)
nítrico HNO3 16
clorhídrico HCl 12
sulfúrico H2SO4 18
Bases fuertes
hidróxido amónico NH4OH 15
hidróxido sódico NaOH sólido
hidróxido potásico KOH sólido
Ácidos y Bases fuertes y débiles
Los ácidos y bases débiles se caracterizan por no estar
completamente disociados, por lo que en disolución existe una mezcla
de tales sustancias en su forma molecular y en su iones disociados.
3. Reacciones en disolución acuosa. Disociación de ácidos y bases
Disociación de ácidos y bases
Transferencia de un protón desde un ácido a una molécula de agua.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Reacciones ácido-base
Ácido fuerte-base fuerte (neutralización)
HCl + NaOH NaCl + H2O
H+ + OH- H2O
Ácido débil-base fuerte (HF + NaOH)
1) HF H+ + F-
2) H+ + OH- H2O
HF + OH- F- + H2O
Ácido fuerte-base débil (HCl + NH3)
1) NH3 + H2O NH4+ + OH-
2) H+ + OH- H2O
NH3 + HCl NH4+ + Cl- + H2O
3. Reacciones en disolución acuosa.
Valoraciones ácido-base
Las reacciones ácido-base en disolución acuosa se pueden utilizar para determinar la concentración de una especie disuelta. Esto se hace mediante una valoración, en la que se mide la cantidad que se precisa de una disolución estándar para reaccionar con otra cantidad medida de muestra.
20 mL de disol de ácido
pipeta
Vol inicial
Bureta
Disolución estandar
de NaOH
20 mL de disol de ácido
Vol final
Disolución neutralizada
Indicador cambia de
color
3. Reacciones en disolución acuosa.
Valoraciones ácido-base
En una valoración se necesitan 25.0 mL de NaOH 0.5 M, para que
reaccionen con una muestra de 15 mL de vinagre. Calcular la
molaridad del ácido acético de la muestra.
CH3COOH(ac) + OH-(ac) CH3COO- (ac) + H2O
En el punto de equivalencia, el número de moles de ácido
consumido debe ser igual al de base añadida (estequiometría 1:1)
nacético = nOH- = 25 x 10-3 L 0.5 mol / L = 1.25 x 10-2mol
Como el volumen de acético era 15 mL, la concentración inicial era:
[CH3COOH] = 1.25 x 10-2mol /0.015 L = 0.833 M
3. Reacciones en disolución acuosa.
Reacciones de oxidación-reducción
Las reacciones que implican transferencia de electrones entre dos
especies se denominan reacciones de oxidación-reducción o redox.
Zn(s) Zn2+ (ac) + 2e-
2H+ (ac) + 2e- H2(g)
Zn(s) + 2H+ (ac) H2(g) + Zn2+
(ac)
R. de oxidación
R. de reducción
reductor + oxidante
Las dos semireacciones tienen lugar de forma simultánea, sin que
haya cambio neto en el el número de electrones. Los electrones
perdidos por una especie son ganados por la otra.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Número de oxidación
El número de oxidación corresponde a un formalismo mediante el
que se asigna una carga a cada átomo en un compuesto, siendo
muy útil para el ajuste de ecuaciones redox. El número de
oxidación se asigna a partir de cuatro reglas:
1. El número de oxidación de un elemento en su estado elemental es 0.
2. El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga de
ese ión.
3. Ciertos elementos tienen el mismo número de oxidación en todos o
casi todos los compuestos: +1 para los alcalinos, +2 para
alcalinoterreos, -1 para el fluor, -2 para el oxígeno.
4. La suma de los números e una especie neutra es cero, y el de un ión
es igual a la carga del ión.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Oxidación-reducción
La oxidación se define como un aumento en el número de
oxidación de una especie, mientras que la reducción se relaciona
con una disminución en dicho número de oxidación.
Zn(s) + 2H+ (ac) H2(g) + Zn2+
(ac)
Número de oxidación 0 +1 0 +2
La ecuación anterior está ajustada. Sin embargo, en muchas
ocasiones el ajuste no es tan simple, para lo que es preciso seguir
un método.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Ajuste de reacciones oxidación-reducción
Fe2+(ac) + MnO4
-(ac) Fe3+
(ac) + Mn2+(ac) (en disolución
ácida)1) Dividir la ecuación en dos semiecuaciones:
Oxidación: Fe2+(ac) Fe3+
(ac)
Reducción: MnO4-(ac) Mn2+
(ac)
2) Se ajusta la primera semiecuación:
Fe2+(ac) - e- Fe3+
(ac)
3) Se ajusta la segunda semiecuación:
MnO4-(ac) + 8 H+
(ac) + 5e- Mn2+(ac) + 4H2O
4) Se multiplica la primera por cinco y se suman ambas:
MnO4-(ac) + 8 H+
(ac) + 5e- Mn2+(ac) + 4H2O
5 [Fe2+(ac) - e- Fe3+
(ac)]
MnO4-(ac) + 8 H+
(ac) + 5 Fe2+(ac) Mn2+
(ac) + 4H2O + 5 Fe3+(ac)
3. Reacciones en disolución acuosa.
Ajuste de reacciones oxidación-reducción
Cl2(g) + Cr(OH)3(s) Cl-(ac) + CrO42-
(ac) (en disolución básica)
Reducción : Cl2 Cl-
Oxidación : Cr(OH)3 CrO42-
3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10 OH- 2CrO42- + 8H2O + 3Cl-
3 x
2 xCl2 + 2e- 2Cl-
Cr(OH)3 + 5OH- - 3e- CrO42- + 4H2O
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