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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.


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:


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


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


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)


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-


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

-


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.


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


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)


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.


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


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


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


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.


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.


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.


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)


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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