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Reacciones en Solución Acuosa Capítulo 4

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Un solución es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias El soluto es(son) la(s) sustancia(s) presentes en la menor cantidad(es). El solvente es la sustancia presente en mayor cantidad Solución

Solvente

Soluto

Bebida suave(l)

H2O

Azúcar, CO2

Aire (g)

N2

O2, Ar, CH4

Soldadura blanda(s)

Pb

Sn 4.1

Un electrolito es una sustancia que cuando se disuelve en agua, resulta en una solución que conduce la electricidad.

Un no-electrolito es una sustancia que cuando se disuelve en agua, resulta en una solución que no conduce la electricidad.

No-electrolito

Electrolito débil

Electrolito fuerte 4.1

Conduce la electricidad en solución? Cationes (+) y Aniones (-)

Electrolito Fuerte – disociación 100% NaCl (s)

H 2O

Na+ (ac) + Cl- (ac)

Electrolito Débil – no está completamente disociado CH3COOH

CH3COO- (ac) + H+ (ac)

4.1

Ionización del ácido acético CH3COOH

CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Una reacción reversible. La reacción puede ocurrir en ambas direcciones.

El ácido Acético es un electrolito débil porque su ionización en el agua es incompleta. 4.1

La Hidratación es el proceso en el cual un ion es rodeado por moléculas de agua organizadas de forma específica.

H2O

4.1

No-electrolitos conducen la electricidad? No hay cationes (+) ni aniones(-) en la solución C6H12O6 (s)

H 2O

C6H12O6 (ac)

4.1

Reacciones de Precipitación Precipitado – sólido insoluble que se separa de la solución 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

PbI2 (s)

Ecuación iónica neta Na+ y NO3- son iones espectadores 4.2

Precipitación del yoduro de plomo Pb2+ + 2I-

PbI2 (s)

PbI2

4.2

Solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica

4.2

Escribiendo ecuaciones iónicas netas 1. Escriba la ecuación molecular balanceada. 2. Escriba la ecuación iónica mostrando los electrolitos completamente disociados en cationes y aniones. 3. Cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación iónica.

4. Verifique las cargas y los números de átomos de la ecuación iónica neta. 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 agrío. El vinagra le debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico. Causan cambios de color en color los colorantes naturales. Reaccionan con ciertos metales y producen gas hidrógeno. 2HCl (ac) + Mg (s)

MgCl2 (ac) + H2 (g)

Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono gaseoso. 2HCl (ac) + CaCO3 (s)

CaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)

Las soluciones acuosas de ácidos conducen la electricidad. 4.3

Bases Tienen sabor amargo. Se sienten resbalosas. Muchos jabones contienen bases. Causan cambios de color en los tintes vegetales. Las soluciones acuosas de las bases conducen la electricidad.

4.3

Un ácido de Arrhenius es una sustancia que produce un H+ (H3O+) en el agua.

Una base de Arrhenius base es una sustancia que produce un OH- en agua.

4.3

Un ion Hidronio, es un protón hidratado, H3O+

4.3

Un ácido Brønsted es un dador de protones Una base Brønsted es una aceptora de protones

base

ácido

ácido

base

Un ácido Brønsted debe contener al menos un protón ionizable! 4.3

Ácidos Monopróticos HCl

H+ + Cl-

HNO3

CH3COOH

H+ + NO3-

H+ + CH3COO-

Electrolito fuerte, ácido fuerte Electrolito fuerte, ácido fuerte

Electrolito débil, ácido débil

Ácidos Dipróticos H2SO4

H+ + HSO4-

Electrolito fuerte, ácido fuerte

HSO4-

H+ + SO42-

Electrolito débil, ácido débil

Ácidos Tripróticos H3PO4 H2PO4HPO42-

H+ + H2PO4H+ + HPO42H+ + PO43-

Electrolito débil, ácido débil Electrolito débil, ácido débil Electrolito débil, ácido débil 4.3

Identifica cada una de las siguientes especies como una base o ácido de Brønsted o como ambos (a) HI, (b) CH3COO-, (c) H2PO4HI (ac)

H+ (aq) + I- (ac)

CH3COO- (ac) + H+ (ac)

H2PO4- (ac)

Ácido Brønsted

CH3COOH (ac)

H+ (ac) + HPO42- (ac)

H2PO4- (ac) + H+ (ac)

H3PO4 (ac)

Base Brønsted

Ácido Brønsted Base Brønsted

4.3

Reacciones 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 O2 +

4e-

2Mg2+ + 4e-

Semi reacción de Oxidación (perder e-)

2O2-

Semi reacción de Reducción (ganar e-)

2Mg + O2 + 4e2Mg + O2

2Mg2+ + 2O2- + 4e2MgO

4.4

4.4

Zn (s) + CuSO4 (aq) Zn2+ + 2e- Zn se oxida

Zn

Cu2+ + 2e-

ZnSO4 (aq) + Cu (s) Zn es el agente reductor

Cu Cu2+ se reduce

Cu2+ es el agente oxidante

Un alambre de cobre reacciona con nitrato de plata para formar plata metálica. Cuál es el agente oxidante en la reacción?

Cu (s) + 2AgNO3 (ac) Cu

Ag+ + 1e-

Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)

Cu2+ + 2e-

Ag Ag+ se reduce

Ag+ es el agente oxidante 4.4

Número de Oxidación La carga del átomo debe estar en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones son transferidos completamente. 1. Elementos libres (estado no combinado) tienen un número de oxidación de cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 2. En iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga del ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2 3. El número de oxidación del oxígeno es –2 generalmente. En H2O2 y O22- es –1. 4.4

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está enlazado a los metales en compuestos binarios. En esos casos el número de oxidación es –1. 5. Los metales del grupo 1 son +1, los del 2 son +2 y el flúor es siempre –1. 6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en la molécula o ion es igual a la carga sobre la molécula o ion. 7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. El número de oxidación del oxígeno en el ion superóxido es -½. -

HCO3

Di los números de oxidación de todos los elementos en el HCO3- ?

O = -2

H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1 C = +4 4.4

Los números de oxidación de los elementos y sus compuestos

4.4

IF7 Di los números de oxidación de todos los siguientes elementos?

F = -1

7x(-1) + ? = 0 I = +7

NaIO3

Na = +1 O = -2 3x(-2) + 1 + ? = 0 I = +5

K2Cr2O7 O = -2

K = +1

7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0

Cr = +6 4.4

Tipos de Reacciones Redox Reacción de Combinación

A+B 0

C +3 -1

0

2Al + 3Br2

2AlBr3

Reacción Decomposición C +1 +5 -2

2KClO3

A+B +1 -1

0

2KCl + 3O2 4.4

Tipos de Reacciones Redox Reacción de Combustión A + O2

B

0

0

S + O2

0

0

2Mg + O2

+4 -2

SO2

+2 -2

2MgO 4.4

Tipos de Reacciones Redox Reacción de Desplazamiento A + BC 0

+1

+2

Sr + 2H2O +4

0

TiCl4 + 2Mg 0

AC + B

-1

Cl2 + 2KBr

0

Sr(OH)2 + H2 0

Desplazamiento de Hidrógeno

+2

Ti + 2MgCl2 -1

Desplazamiento de metal

0

2KCl + Br2

Desplazamiento de Halógeno

4.4

Serie de actividad de los metales Reacción de desplazamiento de Hidrógeno

M + BC

AC + B

M es metal BC es ácido o H2O B es H2 Ca + 2H2O

Ca(OH)2 + H2

Pb + 2H2O

Pb(OH)2 + H2

4.4

Serie de actividad para los halógenos F2 > Cl2 > Br2 > I2

Reacción de desplazamiento de Halógeno 0

-1

Cl2 + 2KBr I2 + 2KBr

-1

0

2KCl + Br2 2KI + Br2

4.4

Tipos de reacciones Redox Reacción de Desproporción o dismutación Elemento simultáneamente se oxida y se reduce 0

Cl2 + 2OH-

+1

-1

ClO- + Cl- + H2O

Química del cloro

4.4

Clasifica las siguientes reacciones.

Ca2+ + CO32NH3 + H+ Zn + 2HCl

Ca + F2

CaCO3 NH4+ ZnCl2 + H2

CaF2

Precipitación Ácido-Base Redox (H2 Desplazamiento)

Redox (Combinación)

4.4

Estequiometria de Soluciones La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o solución. moles de soluto M = molarity = litros de solución Cúal es la masa en gramos de KI requerida para preparar 500 mL de una solución 2.80 M de KI? M KI

Volumen de solución KI 500. mL x

1L 1000 mL

moles KI x

2.80 mol KI 1 L soln

x

M KI

166 g KI 1 mol KI

gramos KI = 232 g KI 4.5

4.5

Dilución es el procedimiento para preparar una solución menos concentrada a partir de una solución más concentrada.

Dilución Adicione Solvente

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 HNO3 0.200 M A partir de una solución stock de HNO3 4.00 M? MiVi = MfVf

Mi = 4.00 Vi =

Mf = 0.200 MfVf Mi

Vf = 0.06 L

Vi = ? L

0.200 x 0.06 = = 0.003 L = 3 mL 4.00

3 mL de ácido + 57 mL de agua = 60 mL de solución

4.5

Análisis Gravimétrico 1. Disuelva una sustancia desconocida en agua 2. Haga reaccionar la sustancia desconocida con una conocida para formar un precipitado 3. Filtre y seque el precipitado 4. Pese el precipitado

5. Use la fórmula química y la masa del precipitado para determinar el ion desconocido

4.6

Los químicos preparan soluciones de concentraciones analíticas conocidas, pero las sustancias disueltas pueden disociarse parcial o totalmente para dar concentraciones de equilibrio de diferentes especies. El ácido acético, por ejemplo, es un ácido débil que se disocia unos pocos puntos porcentuales, dependiendo de la concentración

Para dar cantidades de equilibrio del protón y del ion acetato. Cuanto más diluidas sean las soluciones, mayor será la disociación. Con frecuencia se usan estas concentraciones de equilibrio en cálculos que incluyen constantes de equilibrio. La molaridad analtica se representa como Cx en tanto que la molaridad de equilibrio está dada por [X]. Una solución de CaCl2 0.1M (molaridad analítica) da en el equilibrio CaCl2, Ca2X 1 M y Cl2+ 2 M (molaridades de equilibrio). Por tanto, se dice que la solución es 1 M en Ca

¿Qué volumen de solución 0.40 M de Ba(OH)2 se debe agregar a 50 mL de NaOH 0.30 M para dar una solución 0.50 M en OH-?

VALORACIONES

VALORACIONES

VALORACIONES

VALORACIONES Patrón Primario Un estándar primario (o patrón primario) es un compuesto altamente purificado que sirve como material de referencia en las valoraciones y otros métodos analíticos. La exactitud de un método depende de manera crítica de las propiedades del estándar primario. Características de un Patrón Primario • Alta pureza. Deben existir métodos disponibles para confirmar su pureza. • Estabilidad atmosférica. • Ausencia de agua de hidratación • Bajo costo. • Solubilidad razonable en el medio de valoración. • Masa molar razonablemente grande de tal manera que el error relativo asociado con la pesada del estándar sea mínimo.

VALORACIONES Disoluciones patrón 1. Ser lo suficientemente estable de tal manera que su concentración deba ser determinada una sola vez; 2. Reaccionar rápidamente con el analito de tal manera que el tiempo requerido entre las adiciones de reactivo sea mínimo; 3. Reaccionar de manera más o menos completa con el analito de modo que se obtengan puntos finales satisfactorios, y 4. Experimentar reacciones selectivas con el analito que puedan ser descritas por medio de ecuaciones balanceadas.

VALORACIONES CÁLCULOS VOLUMÉTRICOS La mayoría de los cálculos volumétricos se basan en dos pares de ecuaciones sencillas que se derivan de las definiciones del mol, el milimol y la concentración molar. Para una especie química A, se puede escribir:

El segundo par de ecuaciones se deriva de la definición de concentración molar, esto es:

Donde V es el volumen de la disolución, las ecuaciones 1 y 3 se emplean cuando se miden volumenes en Las ecuaciones 2 y 4 cuando las unidades de Vol son en mL

VALORACIONES Puntos de equivalencia y final Punto de equivalencia:

punto teórico que se alcanza cuando la cantidad de

valorante añadido es químicamente equivalente a la cantidad de analito en la muestra Por ejemplo, el punto de equivalencia en la valoración de NaCl con AgNO3 ocurre exactamente después de que se ha añadido un mol de Ag+ por cada mol de Cl- en la muestra. El punto de equivalencia en la valoración de H2SO4 con NaOH se alcanza después de introducir 2 moles de base por cada mol de ácido.

Punto final:

punto que se alcanza cuando la cantidad de valorante supone en el analito

un cambio apreciable en el aspecto físico de la alicuota: cambio de color, presencia de pdos. En toda valoración se debe procurar que Punto de equivalencia y punto final estén lo mas próximos posible para minimizar el error de valoración

VALORACIONES Puntos de equivalencia y final Indicadores: los indicadores se añaden al analito en disolución para producir cambios físicos observables (que ponen en evidencia el punto final) cuando se llega al punto de equivalencia o cerca de él. Un indicador es una sustancia que presenta una coloración notablemente diferente en sus dos estados químicos. En función de la reacción química estos indicadores pueden ser acido-base; de complejación o redox

VALORACIONES Cálculo de la concentración molar de disoluciones estándar 1. Describa la preparación de 2.000 L de AgNO3 0.0500 M (169.87 g/mol) a partir del sólido de grado estándar primario (o patrón primario). 2. Se necesita una disolución estándar de Na+ 0.0100 M para calibrar un método de electrodo ion selectivo para determinar sodio. Describa la manera en la que se prepararían 500 mL de esta disolución a partir del estándar primario (o patrón primario) Na2CO3

Análisis mediante digestión Kjeldahl 3. Una proteína típica contiene 16.2 % de nitrógeno. Se digiere una alicuota de 0.500 mL de una disolución de proteína, y el NH3 liberado se recoge por destilación en 10.00 mL de HCl 0.02140 M. El HCl en exceso consume 3.26 mL de NaOH 0.0198 M en su valoración. Hallar la concentración de proteína (mg de proteína/mL) en la muestra original.

VALORACIONES La cantidad inicial de HCl es 10 mL x (0.02140 mmol/ml = 0.2140 mmol. El NaOH consumido en la valoración del HCl en exceso es (3.26 mL) (0.0198 mmol/mL) = 0.0645 mmol. La diferencia entre (0.2140-0.0645) = 0.1495 mmol debe ser igual a la cantidad de NH3 producido en la reacción de digestión Ya que 1 mol de N2, produce un mol de NH3 debe haber 0.1495 mmol de nitrógeno en la proteína. 0.1495 mmol (14.00674 mg N/1mmol N) = 2.093 mg N Si la proteína contiene 16.2 % p de N2 debe haber: 2.093/0.16 mg N/mg proteína = 12.9 mg proteína/0.500 mL= 25.8 mg proteína/mL Ejercicio: Una alícuota de 50.00 mL de una disolución de HCl requirió que se añadieran 29.71 mL de Ba(OH)2 0.01963M para alcanzar el punto final con el indicador verde de bromocresol. Calcule la concentración molar del HCl.

VALORACIONES

Valoración de una mezcla

Una mezcla sólida que pesa 1.372 g y que contiene solo carbonato sódico y bicarbonato sódico consume 29.11 mL de HCl 0.7344 M en su valoración completa: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl(aq) + H2O + CO2 MF: 105.99

NaHCO3 + HCl ↔

NaCl(aq) + H2O + CO2

MF: 84.01

Hallar la masa de cada componente en la mezcla Solución: Na2CO3 + NaHCO3 = 1.372 g, llamando x al Na2CO3 ; NaHCO3= 1.372-x Moles de Na2CO3 =

(x) 105.99

;

Moles de NaHCO3 =

(1.372-x) 84.01

Sabemos que las moles de HCl consumido para la valoración completa fueron: (0.02911 L x 0.7344 mol/L =0.02138 mol. De la estequiometría de las dos reacciones, podemos decir

VALORACIONES

Valoración de una mezcla

(2 moles de Na2CO3) + moles de NaHCO3 = 0.02138 2(x) 105.99

+ 1.372-x 84.01

Ejercicio

= 0.0214

x = 0.648 = Na2CO3

Qué volumen de una solución de NaOH 1.420 M se requiere para titular 25.00 mL de una solución de H2SO4 4.50 M? ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA¡ H2SO4 + 2NaOH M

volumen ácido

rx

moles ácido

ácido

25.00 mL x

2H2O + Na2SO4

4.50 mol H2SO4 1000 mL soln

M

moles base coef.

x

2 mol NaOH 1 mol H2SO4

volumen base base

x

1000 ml soln 1.420 mol NaOH

= 158 mL

4.7