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Reacciones Acuosas y Estequiometría

Reacciones Acuosas y Estequiometría. Composición de soluciones Unidades de concentración de las disoluciones - %m/m, %m/v, % v/v, ppm, M, m Diluciones Electrolitos fuertes y débiles - Bases, ácidos y sales Reacciones en solución - Precipitación, metátesis, ácido – base

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Reacciones Acuosas y Estequiometría

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Presentation Transcript


  1. Reacciones Acuosas y Estequiometría • Composición de soluciones • Unidades de concentración de las disoluciones - %m/m, %m/v, % v/v, ppm, M, m • Diluciones • Electrolitos fuertes y débiles - Bases, ácidos y sales • Reacciones en solución - Precipitación, metátesis, ácido – base • Propiedades coligativas - Aumento del punto de congelación - Descenso del punto de congelación - Presión osmótica

  2. 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 Soluto + Disolvente = Disolución

  3. Ejemplos de disoluciones

  4. Tipos de disoluciones Disolución diluida- es aquélla en la que la proporción de soluto respecto a la de disolvente es muy pequeña. Disolución concentrada- es aquélla en la que la proporción de soluto respecto al disolvente es alta. Disolución saturada- es la que no admite más cantidad de soluto sin variar la de disolvente.

  5. Una soluciónsaturada es la que contiene la máxima cantidad de soluto que puede ser disuelta en el solvente a una temperatura específica. Una solución insaturada es la que contiene menor cantidad de soluto del que puede ser disuelto en el solvente a una temperatura específica. Una solución sobresaturada es la que contiene una cantidad mayor de soluto del que puede ser disuelta a esa temperatura Cuando se agregan unos cristales de acetato de sodio a una solución sobresaturada cristaliza

  6. Soluciones Conductoras 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.

  7. ¿Cómo se forman las soluciones? Para formar soluciones de líquidos o sólidos en líquidos debe haber atracción entre soluto-solvente...

  8. d- d+ H2O Hidratación es el proceso en el cual un ión se rodea de moléculas de agua (arregladas de manera específica para que exista atracción). Solvatación es el proceso en el cual un ión se rodea de moléculas de solvente (arregladas de manera específica para que exista atracción).

  9. Solubilidad Describe la cantidad de sustancia que se puede disolver en una cantidad específica de otra sustancia en determinadas condiciones. Muy soluble Moderadamente soluble Poco soluble Insoluble ¿Cuál es la máxima cantidad que se puede disolver de NaCl en 10 g de agua a 1000C?

  10. Prediciendo solubilidades Los similar disuelve a lo similar. Miscible: los líquidos que son solubles en cada uno en cualquier proporción forman soluciones. como el etanol y agua ó éter y aceite Inmiscible: líquidos que no son solubles en otros y no forman soluciones, como hexano y agua ó agua y aceite.

  11. “Semejante disuelve a semejante” Dos sustancias con similares fuerzas intermoleculares son solubles una en la otra. • Moléculas no-polares son solubles en solventes no-polar • CCl4 en C6H6 • Moléculas polar son solubles en solventes polares • C2H5OH en H2O • Compuestos iónicos son más solubles en solventes polares • NaCl en H2O or NH3 (l)

  12. Unidades de concentración Porcentaje en masa (%m/m) Ejemplo: Calcular el % m/m de soluto de una solución formada por 30g de soluto y 170 g de solvente R: 15%

  13. Porcentaje masa/volumen (%m/v) Ejemplo: Calcular el %m/v de una solución preparada con 4.2 g de NaOH disueltos en agua hasta un volumen de 12.5 mL R:33.6%

  14. Porcentaje masa/volumen (%v/v) % v/v= volumen de soluto x 100 Volumen de solución Ejemplo: Calcular el % en volumen de una solución preparada con 2mL de hexano disueltos en benceno hasta un volumen de 9 mL R: 22.2 %

  15. 6 Partes por millón (ppm): g de soluto en 106g de solución.

  16. Molaridad: es el número de moles de soluto en 1 L de solución: Ejemplo:¿Qué masa de KI se requiere para producir 500 mL de una solución de 2.80 M de KI? R: 232 g KI

  17. Molalidad (m): número de moles de soluto disueltos en 1 kg de disolvente m =molalidad= moles de soluto kg de disolvente Ejemplo: Calcule la molalidad de 13,0 gr de benceno C6H6 disuelto en 17 gr de tetracloruro de carbono CCl4 R. 9,79m

  18. Fracción molar χ : cociente entre el nº de moles de un soluto en relación con el nº de moles total (soluto más disolvente). Ejemplo:Calcular la fracción molar de CH4 y de C2H6 en una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 y comprobar que la suma de ambas es la unidad R: χ CH4: 0.56 χ C2H6: 0.44

  19. Moles de soluto Antes de la dilución (i) Moles de soluto Después de la dilución (f) Dilución = Agregar solvente MfVf MiVi = Dilución es el proceso para preparar una solución de menor concentración a partir de una solución de mayor concentración.

  20. Ejemplo: ¿Cómo prepararía 60.0 mL de HNO3 0.2 M a partir de una solución HNO3 4.00 M?

  21. Ejemplo: Calcular la molaridad de una solución de NaOH que se ha preparado mezclando 100 ml de una sol. de NaOH 0.2 M con H2O hasta un volumen final de 250 mL.

  22. Tipos de Reacciones Reacciones de Combinación, de Síntesis o unión directados o más sustancias reaccionan para dar productos. A + BC 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) Reacciones de Descomposición una sustancia se descompone generalmente por efecto del calor en dos o más productos: A  B +C 2NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g) 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

  23. Reacción de Descomposición Las reacciones de descomposición son aquellas en que un compuesto se degrada para producir: a) dos elementos b) uno o más elementos y uno o más compuestos c) dos o más compuestos a) Compuesto → dos elementos Mediante descomposición térmica o electrolítica es posible obtener elementos como productos. Algunos óxidos metálicos como el óxido de mercurio (II) se descompone al calentarse para producir oxígeno y mercurio: 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)

  24. b) Compuesto → elemento y compuesto Los cloratos de metales alcalinos como KClO3 se descomponen por calentamiento para producir el cloruro correspondiente y liberar oxígeno: 2KClO3 (s) → 2KCl (s) + 3O2 (g) c) Compuesto → compuesto La descomposición térmica del carbonato de calcio y otros carbonatos produce dos compuestos, un óxido metálico y dióxido de carbono: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

  25. Reacción de Desplazamiento simple En estas reacciones veremos que un elemento reemplaza a otro que forma parte de un compuesto. Metal activo + ácido no oxidante → hidrógeno + sal de ácido. Un método común para preparar hidrógeno es la reacción de metales activos con ácidos como HCl y el H2SO4. Zn (s) + H2SO4 (ac) → ZnSO4 (ac) + H2 (g) Al disolver zinc en ácido sulfúrico, la reacción produce sulfato de zinc, se desplaza el hidrógeno del ácido y se desprende en forma de burbujas el H2 gaseoso.

  26. Reacciones de metátesis o doble sustitución Las reacciones de metátesis son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar dos nuevos compuestos, sin que se produzcan cambios en el número de oxidación. En estas reacciones se presentan dos reemplazos simultáneos. Estas reacciones se presentan particularmente entre compuestos iónicos que finalmente forman precipitados. Pb(NO3)2 (ac) + K2CrO4 (ac) → PbCrO4 (s) + 2KNO3 (ac)

  27. ¿Los electrolitos conduce electricidad en la disolución? Cationes (+) y Aniones (-) en solución Electrólito fuerte: 100% disociación NaCl (s)+ Na (ac) Cl-+ H2O (ac) Electrólito débil: no se disocia completamente CH3COOH CH3COO-(ac) + H+ (ac)

  28. ¿Por qué un no electrólito no conduce electricidad? No hay cationes (+) y aniones (-) en disolución C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac) + H2O Electrólito débil: no se disocia completamente CH3COOH(ac) CH3COO-(ac) + H+(ac) En solución hay iones CH3CO2-, H+ y la especie neutra CH3CO2H

  29. Reacciones de Precipitación Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución ECUACIÓN MOLECULAR Escrita con los compuestos como entidades completas Pb(NO3)2(ac) + 2NaI(ac) PbI2(s) + 2NaNO3(ac) ECUACIÓN IÓNICA Las especies son escritas como iones libres en disolución, incluye también a los iones espectadores Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2(s) + 2Na+ + 2NO3- ECUACIÓN IÓNICA NETA Se muestra únicamente las especies que realmente participan en la reacción Pb2+ + 2I- PbI2 (s) Na+ y NO3- son iones espectadores PbI2

  30. SOLUBILIDAD Máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura especifica Sustancias solubles ligeramente solubles insolubles

  31. AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac) Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl(s) + Na+ + NO3- Ag+ + Cl- AgCl(s) ¿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. Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata con cloruro de sodio.

  32. REACCIONES ACIDO - BASE • 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.

  33. Un ácido Arrheniuses una sustancia que produce iones H+ (H3O+) en agua (aumentan la concentración de H+ (H3O+) en el medio) Una base Arrheniuses una sustancia que produce iones OH- en agua (aumentan la concentración de iones OH- en el medio)

  34. Un ácido Brønsted es un donador de protones (H+) Una base Brønsted es un aceptor de protones (H+) Un ácido Brønsted debe contener por lo menos un ¡protón ionizable!

  35. PROPIEDADES COLIGATIVAS

  36. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES Los líquidos poseen propiedades físicas características. Entre ellas cabe mencionar: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, la presencia del soluto determina una modificación de las propiedades del solvente puro. Estas modificaciones se conocen como PROPIEDADES DE UNA SOLUCIÓN.

  37. Las propiedades de las soluciones se clasifican en dos grandes grupos: 1.- Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc. 2.- Propiedades coligativas : son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las cuales son: - Descenso en la presión de vapor del solvente, - Aumento del punto de ebullición, - Disminución del punto de congelación, - Presión osmótica.

  38. IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS • Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite: • Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación fraccionada. • Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes. • Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo. • Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.

  39. Aumento ebulloscópico

  40. La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica. Cualquier disminución en la presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición. La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (∆Te) es proporcional a la concentración molal del soluto: ∆Te = Ke m

  41. Elevación del punto de ebullición 0 ΔTb = Tb – T b 0 T b = es el punto de ebullición del solvente puro T b = es el punto de ebullición de la solución Líquido Presión 0 ΔTb > 0 Tb > T b Sólido Vapor ΔTb = Kbm Temperatura m = molalidad de la solución Punto de ebullición de la disolución Punto de congelación del agua Punto de ebullición del agua Punto de congelación de la solución Kb = es la constante molal de la elevación del punto de ebullición (0C/m)

  42. Ejercicio Nº1: Calcular el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Keb = 0,52 °C/m). 100,9319 °C Ejercicio Nº2: ¿Qué concentración molal de sacarosa en agua se necesita para elevar su punto de ebullición en 1,3 °C (Keb = 0,52 °C/m y temperatura de ebullición del agua 100°C). 2,5 m

  43. Ejercicio Nº3: Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua y la solución hierve a 100,14°C. Calcular la masa molar de resorcina, Keb del agua es 0,52 °C/m. R: 110,12.

  44. EJERCICIOS PROPUESTOS. Determine la masa molar de un compuesto no electrolito sabiendo que al disolver 384 g de este compuesto en 500 g de benceno, se observó una temperatura de ebullición de la solución de 85,1 °C. (Benceno: Keb = 2,53 °C/molal y punto de ebullición 80,1 °C) (Respuesta = 388,66 g/mol) Cuantos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son necesarios disolver en 1000 g de agua para que la temperatura de ebullición del agua se eleve en 3 °C. (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Keb = 0,52 °C/molal ) (Respuesta = 1038,46 g) Determine la constante ebulloscópica de un solvente, si al disolver 100 g de urea (masa molar 60 g/mol) en 250 g de este solvente, éste incrementa su temperatura de ebullición en 2,1 °C. (Respuesta = 0,315 °C/molal)

  45. Si 40 g de un compuesto C6H10O5 se disuelven en 500 g de agua, determine el punto de ebullición de esta solución. (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Keb = 0,52 °C/molal ) (Respuesta = 100,26 °C) Si al disolver 20 g de urea (masa molar 60 g/mol) en 200 g de solvente se observa que el punto de ebullición de la solución es de 90 °C, determine el punto de ebullición de un solvente puro cuya constante ebulloscópica es 0,61 °C/molal, (Respuesta = 88,98 °C).

  46. Descenso de Congelación

  47. Congelación Sólido Líquido Fusión El PUNTO DE CONGELACIÓN Corresponde a la temperatura en la cual las moléculas de un compuesto (como por ejemplo el agua) pasan del estado líquido al estado sólido. Este fenómeno se debe a la agrupación de las moléculas, las cuales se van acercando paulatinamente disminuyendo el espacio intermolecular que las separa hasta que la distancia sea tal que se forma el sólido. Este acercamiento se debe básicamente a que el movimiento molecular se va haciendo menor debido a la disminución de la temperatura lo que provoca que la energía cinética de las moléculas sea menor.

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