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Lección 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 débiles Ecuaciones para las reacciones ácido-base Valoraciones ácido-base.

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Lección 3. Reacciones en disolución acuosa

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  1. 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 débiles • Ecuaciones para las reacciones ácido-base • Valoraciones ácido-base. • Reacciones de oxidación-reducción. • Número de oxidación. • Ajuste de semiecuaciones • Ajuste de ecuaciones redox.

  2. moles de soluto Molaridad (M) = litros de disolución Preparación de una disolución: Concentraciones de soluto. Molaridad. 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:

  3. 1 L 12 mol HCl nHCl = 25 mL disoluc x x 1000 mL 1 L disoluc 1000 mL 1 L disoluc VHCl = 1 mol HCl x x 12 mol HCl 1 L 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 b) ¿Qué volumen (en mL) de ese HCl concentrado contiene 1 mol de HCl? = 83.3 mL de HCl

  4. Solutos iónicos. 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: NaCl(s) Na+(ac) + Cl-(ac) CH3OH(l) CH3OH(ac) Disolución y solvatación

  5. Electrolito fuerte (buen conductor) Electrolito fuerte Electrolito débil Electrolito débil (mal conductor) 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) + CO32-(ac) CH3COOH(l) CH3COO-(ac) + H+(ac)

  6. 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) + CO32-(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-

  7. 2 KI + Pb(NO3)2 PbI2(s) + 2 K+ + 2 NO3- 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.

  8. 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. CaCl2(ac) + Na2CO3(ac)  CaCO3(s) + 2NaCl(ac) Los iones sodio y cloruro no participan en la reacción principal, siendo meros espectadores. Por ello se pueden obviar en la ecuación iónica neta: Ca2+(ac) + CO32-(ac)  CaCO3(s) 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.

  9. 1 mol Fe3+ 1 mol Fe(OH)3 0.125 mol Fe(NO3)3 x n Fe(OH)3 = 0.03 L Fe(NO3)3 x x 1 L Fe(NO3)3 1 mol Fe(NO3)3 1 mol Fe3+ 1 mol OH- 1 mol Fe(OH)3 0.2 mol NaOH n Fe(OH)3= 0.05 L NaOH x x x 1 L NaOH 1 mol NaOH 3 mol OH- 106 g Fe(OH)3 3.33 x 10-3 mol Fe(OH)3 x 1 mol Fe(OH)3 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 = 3.33 x 10-3 mol Fe(OH)3 Reactivo limitante: OH- = 0.356 g de Fe(OH)3

  10. Disociación (sí habia iones en el soluto) Ionización (no habia iones al comienzo) 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

  11. Ácidos y Bases fuertes y débiles 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 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.

  12. Disociación de ácidos y bases Transferencia de un protón desde un ácido a una molécula de agua. Disociación de ácidos y bases

  13. Ácido débil-base fuerte (HF + NaOH) • HF H+ + F- • H+ + OH- H2O • HF + OH- F- + H2O • Ácido fuerte-base débil (HCl + NH3) • NH3 + H2O NH4+ + OH- • H+ + OH- H2O • NH3 + HCl  NH4++ Cl- + H2O Reacciones ácido-base Ácido fuerte-base fuerte (neutralización) HCl + NaOH  NaCl + H2O H+ + OH-  H2O

  14. Vol inicial Bureta Disolución estandar de NaOH 20 mL de disol de ácido 20 mL de disol de ácido Vol final Disolución neutralizada Indicador cambia de color pipeta 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.

  15. 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

  16. Reacciones de oxidación-reducción Las reacciones que implican transferencia de electrones entre dos especies se denominan reacciones de oxidación-reducción o redox. R. de oxidación R. de reducción Zn(s) Zn2+ (ac) + 2e- 2H+ (ac) + 2e- H2(g) Zn(s) + 2H+ (ac)  H2(g) + Zn2+ (ac) 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.

  17. 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: • El número de oxidación de un elemento en su estado elemental es 0. • El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga de ese ión. • 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. • La suma de los números e una especie neutra es cero, y el de un ión es igual a la carga del ión.

  18. 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 oxidación0 +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.

  19. Dividir la ecuación en dos semiecuaciones: Oxidación: Fe2+(ac) Fe3+(ac) Reducción: MnO4-(ac) Mn2+(ac) 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) Ajuste de reacciones oxidación-reducción Fe2+(ac) + MnO4-(ac) Fe3+(ac) + Mn2+(ac) (en disolución ácida) 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

  20. Cl2 + 2e- 2Cl- Cr(OH)3 + 5OH- - 3e-  CrO42- + 4H2O 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- 3 x 2 x 3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10 OH- 2CrO42- + 8H2O + 3Cl-

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