Capítulo 4 Reacciones en disolución acuosa

Transcripción

1 Capítulo 4 Reacciones en disolución acuosa Este capítulo presenta al estudiante los conceptos de reacciones en disoluciones acuosas. Porque el agua se usa como el disolvente universal, es importante que el estudiante entienda los conceptos básicos de reacciones que ocurren en él. Al terminar este capítulo, el estudiante podrá: 1. Distinguir entre soluto, disolvente y disolución. 2. Clasificar los compuestos comunes como electrólitos fuertes, electrólitos débiles, o no electrólitos (ácidos fuertes o débiles o bases fuertes o débiles). 3. Sugerir por qué el agua se llama a menudo un disolvente universal utilizando los términos de disolvente polar, disociación, ionización e hidratación. 4. Describir las reacciones de precipitación usando los términos solubilidad y precipitado. 5. Clasificar los compuestos iónicos comunes como soluble o insoluble. 6. Predecir los productos resultantes y escribir la ecuación molecular, la ecuación iónica, y la ecuación iónica neta e identificar los iones espectadores dados los reactivos de una reacción química. 7. Distinguir entre los ácidos y bases de Arrhenius, y los ácidos y bases de Bronsted. 8. Comparar y contrastar las propiedades de ácidos y bases. 9. Listar ejemplos comunes de ácidos monopróticos, dipróticos y tripróticos. 10. Justificar cómo algunos iones pueden actuar como un ácido o como una base (anfotéricos). 11. Explicar, usando una ecuación química, cómo el amoniaco (NH 3 ) es clasificado como una base de Bronsted. 12. Predecir los productos formados por las reacciones de neutralización de ácido-base. 13. Discutir qué factor resulta de una reacción de oxidaciónreducción. 14. Identificar semirreacciones de oxidación, semirreacciones de reducción, agentes oxidantes y agentes reductores. 15. Asignar los números de oxidación a los elementos en los compuestos y iones. 16. Clasificar reacciones redox en términos de reacciones de combinación, reacciones de descomposición, reacciones de desplazamiento y reacciones de desproporción. 17. Predecir los resultados de una reacción química que involucra metales dada la serie de actividad (serie electroquímica). 18. Predecir los resultados de una reacción química que involucra

2 los halógenos dadas la serie de actividad del halógeno. 19. Calcular la molaridad de una solución dada la masa del soluto (número de moles) y el volumen de solución. 20. Describir el método para preparar una solución molar específica dado el volumen de solución requerido y el soluto a ser usado. 21. Relacionar en detalle cómo preparar una solución diluida específica dada una solución de reserva conocida que usa las técnicas de la dilución. 22. Predecir la masa de un precipitado formado usando los métodos de análisis gravimétrico. 23. Deducir el porcentaje en masa de iones específicos presentes en una solución original dados los resultados de un análisis gravimétrico. 24. Usar los términos valoración, solución patrón, punto de equivalencia, e indicador para describir estudios cuantitativos de las reacciones de neutralización ácido-base. 25. Determinar la concentración de un ácido desconocido (base) dados los resultados de una valoración ácido-base. 26. Predecir la cantidad (masa, moles, o volumen de solución) de un ácido (base) requerido para neutralizar una base (ácido). 27. Predecir el volumen de una solución de agente oxidante (reductor) requerido para oxidar (reducir) un volumen específico solución de agente reductor (oxidante) con tal de que la ecuación iónica neta sea dada. 4.1 Propiedades generales de las disoluciones acuosas Las disoluciones están compuestas de disolvente (el componente mayor) y uno o más solutos (los componentes menores). Si una disolución conduce electricidad fácilmente, el soluto se clasifica como un electrólito fuerte; si la disolución conduce electricidad débilmente, el soluto es un electrólito débil, y si la disolución no conduce electricidad, el soluto es un no electrólito. Debe notarse que la conductividad es dependiente concentrada. Es posible para una disolución concentrada de un electrólito débil tener una conductividad más alta que una disolución diluida de un electrólito fuerte. Chang define la disociación como la ruptura de un compuesto en cationes y aniones. Él reserva el término ionización para describir la separación de ácidos o bases en sus iones respectivos. La razón de que tantos materiales se disuelven en agua es porque ésta es polar. Dentro de la molécula del agua hay una región positiva (los átomos de H) y otra negativa (el átomo de O). El porqué de esta polaridad se describirá después con más detalle; sin embargo, en resumen, se debe a la diferencia en la electronegatividad. No es porque el átomo de oxígeno tiene sólo dos pares de electrones en él. El agua actúa como un buen disolvente porque semejante disuelve semejante. Las moléculas de agua

3 polares disuelven los materiales iónicos mientras los disolventes no polares no disuelven los materiales iónicos. El ácido acético, CH 3 COOH, se usa como un ejemplo de un electrólito débil. CH 3 COOH(ac) CH 3 COO- (ac) + H + (ac) A los estudiantes puede resultarles difícil comprender el concepto de la concentración de CH 3 COOH remanente constante cuando esta reacción está en equilibrio. Las moléculas de CH 3 COOH son por completo ionizadas para formar CH 3 COO- y iones de H + mientras CH 3 COO- y iones de H + se están combinando continuamente para formar CH 3 COOH. Un posible experimento podría consistir en formar una mezcla igual de CD 3 COOD (masa molar igual a 64 g/mol) y CH 3 COOH (masa molar igual a 60 g/mol). Cuando esta mezcla se disuelve en agua y el equilibrio se alcanza, el resultante será una mezcla de no sólo CH 3 COOH y CD 3 COOD, sino también CH 3 COOD (masa molar de 61 g/mol) y CD 3 COOH (masa molar de 63 g/mol). Dicho experimento mostraría que cuando cualquiera de los dos CH 3 COOH o CD 3 COOD ionizan, entonces el resultante H + o D + se libera para recombinarse con cualquiera de los dos CH 3 COO- o CD 3 COO Reacciones de precipitación A menudo los estudiantes no entienden bien el concepto de lo que es soluble y lo que es insoluble. Chang sugiere que una sustancia es soluble si una cantidad considerable de ésta se disuelve visiblemente cuando se agrega agua. Una pregunta interesante para proponer es puesto que la solubilidad del malation (C 10 H 19 O 6 PS 6 ) es 145 mg/l, es el malation soluble o insoluble?. Muchos estudiantes verán que una solubilidad se da y, por consiguiente, asumen que el malation debe ser soluble. Muchos químicos experimentados asumirían que 145 mg/l es bastante bajo y clasificarían el malation como muy ligeramente soluble o insoluble. Un consejo útil para ayudar a los estudiantes a identificar ecuaciones iónicas netas es indicar que ellas involucran la descomposición o formación de un sólido, líquido o gas. Por ejemplo, la ecuación iónica neta para la reacción de cloruro de bario acuoso y sulfato de sodio acuoso es 2 4 BA 2+ (ac) + SO (ac) BaSO4(s) El resultado es la formación de un sólido. La reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio produce la ecuación iónica neta de:

4 H + (ac) + OH-(ac) H 2 O (l) Se forma un líquido. Debe notarse que todas las reacciones involucran ácidos fuertes con el resultado de bases fuertes en la misma ecuación iónica neta porque, por la definición, los ácidos fuertes y las bases fuertes resultarán en la formación de sales solubles cuando tiene lugar la neutralización. Un ejemplo más complejo para encontrar la ecuación iónica neta es la reacción de ácido clorhídrico con bicarbonato de sodio acuoso. La ecuación iónica neta es H + (ac) + HCO 3 - (ac) H 2 O (l) + CO 2 (g) Éste es el resultado directo de saber que H 2 O(l) y CO 2 (g) deben, cada uno, aparecer en la ecuación iónica neta. Un ejemplo de una ecuación iónica neta que involucra la descomposición de un sólido es la reacción de ácido clorhídrico con el magnesio sólido. La ecuación iónica neta es 2H + (ac) + Mg(s) Mg 2+ (ac) + H 2 (g) Nótese también que esta ecuación iónica neta forma un gas. Los estudiantes deben advertir que para que todas las ecuaciones balanceadas sean correctas, no sólo debe haber un balance de masa, sino también un balance de carga. Es decir, el número de cada átomo de cada elemento debe ser el mismo a los lados izquierdo y derecho, y la suma de las cargas en la izquierda debe igualar la suma de las cargas en la derecha. 4.3 Reacciones ácido-base Los estudiantes están generalmente familiarizados con las reacciones ácido-base comunes. Chang señala que las soluciones acuosas de los ácidos y bases conducen la electricidad. Esto es ciertamente verdad; sin embargo, la inversa no lo es. Es decir, no todas soluciones que conducen electricidad deben ser ácidas o básicas. El ácido sulfúrico es un ácido poco común en cuya primera etapa de ionización está completo (esto lo hace un electrólito fuerte o ácido fuerte); mientras que en la segunda etapa no lo está, esto sugiere que es un ácido débil. A menudo los estudiantes confunden el concepto ionización completa o incompleta de los ácidos fuertes y débiles, respectivamente. Así, la mayoría de los estudiantes quizá ha trabajado con el ácido clorhídrico (un ácido fuerte) y ha visto que disuelve metal zinc por ejemplo. Es posible que ellos hayan oído que el ácido sulfúrico (otro ejemplo de un ácido fuerte) está en las baterías de un automóvil y hayan advertido sus

5 peligros. Ahora bien, puesto que el ácido acético (un ácido débil) se encuentra en el vinagre y el ácido fosfórico (otro ácido débil) se encuentra en el refresco, algunos estudiantes pueden pensar que los ácidos débiles no son peligrosos. Esto no es verdad. Es importante que los estudiantes entiendan que la concentración de los ácidos es lo que los hace peligrosos y no el hecho de que sea un ácido débil o fuerte. Así pues, son las concentraciones tanto del ácido acético como del ácido fosfórico las que los hacen peligrosos. 4.4 Reacciones de oxidación-reducción Las reacciones de oxidación-reducción son bien conocidas como reacciones redox. Las reacciones redox implican la transferencia de electrones que requiere que los números de oxidación deben cambiar. Respecto a estas reacciones, los estudiantes deben recordar OEPREG: la Oxidación Es Pérdida (de electrones) y la Reducción Es Ganancia (de electrones). También hay que notar que los agentes secretos causan efectos; por consiguiente, los agentes oxidantes causan oxidación, en consecuencia se reducen y los reductores provocan reducción. Puesto que la masa y carga deben ser balanceadas para que una ecuación sea correcta, el número de electrones perdido por un agente reductor, debe ser igual al número de electrones ganado por un agente oxidante. Cuando se determinan los números de oxidación (estado de oxidación), es importante recordar que la suma de los números de oxidación de una especie (átomo, molécula o ion) debe ser igual a la carga en esa especie. Por ejemplo, la suma del estado de oxidación del azufre y dos oxígenos en SO 2 debe sumarse para ser cero puesto que SO 2 es neutro. La suma del estado de oxidación del azufre más cuatro oxígenos en SO 2-4 debe sumar dos negativo puesto que el ion del sulfato tiene una carga dos negativo. El número de oxidación del Fe 3+ debe ser +3 puesto que la carga en Fe 3+ es +3. La serie de actividad del metal (véase figura 4.15) junto con la serie del desplazamiento del halógeno proporciona información que se puede usar para predecir si las reacciones ocurrirán. La habilidad de predecir lo que pasará es un ejemplo del poder de la ciencia.

6 4.5 Concentración de disoluciones En el capítulo 12 se verán otros varios tipos de unidades de concentración de una disolución. Sin embargo, la unidad de concentración que la mayoría de los estudiantes ha usado es quizá la molaridad. Ésta es independiente de cuánta solución tenemos, así pues la molaridad es una propiedad intensiva. El estudiante debe ser capaz de leer [K + ] como la concentración de iones de potasio en moles por litro (molaridad). Ahora bien, para las diluciones los moles de soluto antes de la dilución deben ser igual a los moles de soluto después de la dilución y, por consiguiente, la ecuación 4.2 es correcta; sin embargo, al estudiante debe advertírsele que la ecuación es sólo para la dilución. M 1 V 1 = M f V f Según el autor del texto el análisis cuantitativo es la determinación de la cantidad o concentración de una sustancia en una muestra. Esto contrasta con el análisis cualitativo, que es el estudio de las especies que están presentes. Algunos estudiantes habrán llevado a cabo un análisis cualitativo en la secundaria, pero es probable que no tengan hecho un análisis cuantitativo. 4.6 Análisis gravimétrico Es posible usar las reacciones de la precipitación para determinar la cantidad de sustancias específicas en una solución. Esto es conocido como el análisis gravimétrico. Chang correctamente señala que para que un análisis gravimétrico sea exacto, el sólido formado debe ser muy insoluble (cercano a 100%), de lo contrario habrá un error inherente en el procedimiento. El concepto de análisis gravimétrico reafirma las reglas de solubilidad ya antes establecidas y dan algunos ejemplos prácticos para su uso. 4.7 Valoraciones ácido-base El ácido que se usa a menudo como una norma para la valoración exacta, es el ftalato ácido de potasio (KHF, cuya masa molar es igual a 204 g/mol). Los estudiantes tienen conocimiento para pensar que KHF corresponde al ácido de potasio fosforoso! Esto puede parecer increíble, pero de hecho realmente pasa.

7 4.7 Valoraciones Redox El autor ha incluido las valoraciones redox para completar la lista de los tipos de valoraciones que normalmente se hacen. Los estudiantes pueden empezar a interesarse en el tema de cómo equilibrar reacciones redox, que se cubrirá en un capítulo posterior.