disolución n acuosa 4. Reacciones en Andrés s Cedillo, AT-250 reducción

Transcripción

1 Química Andrés s Cedillo, AT-25 cedillo@xanum.uam.mx 4. Reacciones en disolución n acuosa 4.1. Especies en disolución 4.2. Reacciones de precipitación base 4.4. Reacciones de oxidación n y reducción Cap. 3

2 4. Reacciones en disolución n acuosa 2/3 de nuestro planeta está cubierto por agua. El agua es la sustancia más m s abundante en nuestro cuerpo. El agua tiene la capacidad de disolver una gran variedad de sustancias Especies en disolución Disoluciones Una disolución es una mezcla homogénea formada por un disolvente y uno o más m solutos. El disolvente es la sustancia que se encuentra en mayor proporción.

3 4.1. Especies en disolución 2 Electrolitos Un electrolito es una sustancia que en disolución n acuosa permite la conducción de la electricidad. El agua pura es mala conductora de la electricidad. Disoluciones de sal en agua y azúcar en agua son incoloras, pero difieren en su conductividad eléctrica Especies en disolución 3 Electrolitos (cont.( La presencia de iones en una disolución permite el transporte de carga. Así,, un electrolito es una sustancia que en disolución forma iones. El cloruro de sodio es una sustancia iónica, i mientras que el azúcar (sacarosa, C 12 H 22 O 11 ) es una sustancia molecular. Por lo tanto, la sal es un electrolito.

4 4.1. Especies en disolución 4 Electrolitos (cont.( Un electrolito fuerte es un soluto que se encuentra totalmente disociado (o casi). Los compuestos iónicos i solubles y algunos compuestos moleculares, como el HCl,, son electrolitos fuertes. Un electrolito débil en disolución n existe principalmente como molécula y sólo s una pequeña a fracción n está disociada. El ácido acético se ioniza parcialmente en disolución acuosa (~1%), por lo que es un electrolito débil. d CH 3 COOH ( CH 3 COO - ) + H Especies en disolución 5 Electrolitos (cont.( No confundir la cantidad de sustancia que se disuelve (solubilidad( solubilidad) ) con su conductividad (electrolito fuerte o débil). El ácido acético es totalmente soluble en agua, pero es un electrolito débil. d El hidróxido de bario es un electrolito fuerte, aunque es poco soluble en agua.

5 4.1. Especies en disolución 6 Electrolitos (cont.( Cuando un electrolito débil d se disuelve,, ocurre la ionización y la recombinación hasta que ya no se observan más m s cambios (se alcanza el equilibrio químico). CH 3 COOH ( CH 3 COO - ) + H + Un electrolito fuerte se disocia totalmente en disolución. En este caso, la recombinación n no ocurre. HCl Cl - ) + H Especies en disolución 7 Concentración Una forma de especificar la composición de una disolución n es con la concentración. n. La concentración n molar de un soluto es el número de moles de soluto por unidad de volumen de disolución. n C soluto = V soluto disolución

6 4.1. Especies en disolución 8 Concentración n (cont.( La unidad de concentración n molar o molaridad es mol L -1 o M y se lee molar. Ejemplo. Se disuelven 1.2 mol de H 2 CO y se llevan a 2.5 L de disolución acuosa. Calcule la concentración molar. nh CO 1.2 mol 2 1 CH CO = = =.48 mol L =. 48 M 2 V 2.5 L disolución Ejercicio. Se tiene una disolución 6. M de HNO 3. a) Calcule el número de moles de ácido nítrico presentes en 75 ml de esta disolución. b) Encuentre el volumen de disolución que contiene 1. mol de soluto. Ejercicio. Obtenga la masa de K 2 CrO 4 necesaria para preparar 1. L de una disolución.1 M Especies en disolución 9 Sólidos iónicosi Al disolver un sólido s iónico i en agua, sus iones se separan totalmente, se disocia. A la estabilización n de los iones en la disolución se llama solvatación. + - El agua es una molécula neutra con un dipolo eléctrico. Este dipolo le permite solvatar a los iones y evitar la recombinación.

7 4.1. Especies en disolución 1 Sólidos iónicos i (cont.( MgCl 2 (s) Mg ) + 2 Cl - inicio x final x 2x Ejercicio. Calcule la concentración de los iones en las disoluciones de a) sulfato de potasio.8 M, b) cloruro de hierro (III).4 M. Ejercicio. Calcule el volumen de KMnO M necesario para reaccionar completamente con 27.5 ml de Fe(NO 3 ) 2.25 M. MnO 4- + H + + Fe 2+ Fe 3+ + Mn 2+ + H 2 O (l) H 3 C H O H H O 4.1. Especies en disolución 11 Sólidos moleculares H O H En muchos casos, una disolución n de un sólido molecular contiene a las moléculas solvatadas,, como el alcohol. En este caso, el sólido s es un no electrolito. Algunas sustancias moleculares se ionizan al disolverse, como los ácidos. Estos compuestos moleculares son electrolitos y pueden ser fuertes o débiles. d

8 4.1. Especies en disolución 12 Dilución n de una disolución Al diluir una muestra de una disolución, el número de moles de los solutos no cambia,, pero la concentración n disminuye. Ejercicio. Se desean preparar 25 ml de una disolución n.1 M de CuSO 4, a partir de una disolución n 1. M.. Describa el procedimiento a seguir Reacciones de precipitación Cuando en una reacción n en disolución n se forma un sólido insoluble, éste se separa de la disolución n formando un precipitado. Ejemplo. Pb(NO 3 ) 2 ) + 2 KI ( PbI 2 (s)) + 2 KNO 3 Se forma un precipitado cuando los iones de cargas opuestas se atraen tan fuertemente que prefieren estar formando un sólido s insoluble.

9 4.2. Reacciones de precipitación 2 Guía a de solubilidad para compuestos iónicos La solubilidad es la cantidad de sustancia que se disuelve en una cantidad dada de disolvente. Ejemplo. A 25 o C,, se disuelven 1.2 x 1-3 mol de PbI 2 en 1. L de agua. Se dice que una sustancia es insoluble si se disuelven menos de.1 mol L Reacciones de precipitación 3 Guía a de solubilidad (cont.( No hay reglas simples, pero todos los nitratos comunes son solubles.. Las sales más m comunes de los metales alcalinos y del ion amonio son solubles. Na +, K +, NH + 4 Mg 2+, Ca 2+, Ba 2+ m. transición Compuestos iónicos insolubles en agua NO - Cl SO 2- - OH AgCl BaSO 4 Mg(OH) 2 X CO 2-3 X X PO 3-4 X X

10 4.2. Reacciones de precipitación 4 Guía a de solubilidad (cont.( Para predecir la formación n de un precipitado, se puede seguir el procedimiento siguiente. Identifique los iones presentes en la disolución. Considere todas las combinaciones. Use la guía a de solubilidad. Ejemplo. Al mezclar las disoluciones de nitrato de magnesio con hidróxido de sodio, los iones sodio, magnesio, nitrato e hidróxido están n presentes. De acuerdo con la guía, se forma un compuesto insoluble, el hidróxido de magnesio. Mg(NO 3 ) 2 ) + 2 NaOH Mg(OH) 2 (s)) + 2 NaNO Reacciones de precipitación 5 Reacciones de intercambio o metátesis tesis En una reacción n de intercambio se recombinan los fragmentos de los compuestos. En una reacción n de precipitación, se recombinan los iones. Ejemplos. Mg(NO 3 ) 2 ) + 2 NaOH Mg(OH) 2 (s)) + 2 NaNO 3 AgNO 3 ) + KCl AgCl (s)) + KNO 3

11 4.2. Reacciones de precipitación 6 Ecuaciones iónicasi Los sólidos iónicos i solubles que aparecen en una reacción n química se pueden escribir en forma disociada. Ejemplo. AgNO 3 Ag + ) + NO 3- Aquellos iones que no participan en la reacción pueden eliminarse. Ejemplo. En la reacción n siguiente, los iones K + y NO 3- pueden eliminarse. Ag + ) + NO 3- + K + + Cl - AgCl (s) + K + + NO Reacciones de precipitación 7 Ejemplo. Escriba ecuación iónica de la reacción entre las disoluciones de hidróxido de sodio y nitrato de cobre (II) que forma un sólido, hidróxido de cobre (II). 2 NaOH + Cu(NO 3 ) 2 Cu(OH) 2 (s) + 2 NaNO 3 2 Na OH - + Cu NO 3- Cu(OH) 2 (s) + 2 Na NO 3-2 OH - + Cu 2+ Cu(OH) 2 (s) Ejercicio. Cuando se mezclan 5. ml de hidróxido de potasio.2 M con 3. ml de nitrato de hierro (III).125 M se forma un sólido rojo, hidróxido de hierro (III). Escriba la ecuación iónica de la reacción y calcule la masa del sólido formado.

12 Modelo de Arrhenius Un ácido es una especie que produce iones H + en disolución n acuosa. Una base es una especie que produce iones OH - en disolución n acuosa. Ácidos y bases fuertes Un ácido fuerte o una base fuerte es un compuesto que se disocia totalmente en disolución. (Son electrolitos fuertes.) base base 2 Ácidos y bases fuertes (cont.( Ácidos fuertes Bases fuertes HCl LiOH HBr NaOH HI KOH HNO 3 Ca(OH) 2 HClO 4 Sr(OH) 2 H 2 SO 4 * Ba(OH) 2 HCl H + + Cl - inicio.1 mol final.1 mol.1 mol NaOH Na + + OH - * H 2 SO 4 H + + HSO 4-

13 Clasificación n de los ácidos Un ácido monoprótico es un ácido que produce un ion H + en disolución. Ejemplo. HCl H + ) + Cl - Un ácido diprótico puede producir dos iones H + en disolución. Ejemplo. H 2 SO 4 2 H + ) + SO 2-4 Un ácido triprótico tico puede formar hasta tres iones H + en disolución, etc. Ejemplo. H 3 PO 4 3 H + ) + PO 3-4 No todos los átomos de hidrógeno son ácidos. Ejemplo: CH 3 COOH. base 3 base 4 Ácidos y bases débilesd Un ácido débild es un compuesto que no se disocia totalmente en disolución, está parcialmente disociado o ionizado. HF H + + F - inicio.1 M final <.1 M <.1 M HSO 4- H + + SO 4 2-

14 Ácidos y bases débiles d (cont.( Una base débild es una especie que reacciona parcialmente en disolución n para formar iones OH -. NH 3 + H 2 O (l) NH 4+ + OH - inicio.1 M final.1 M.1 M base 5 base 6 Ácidos y bases débiles d (cont.( Al remover un protón n de un ácido se forma su base conjugada. HF (ac( ac) H + ) + F - HSO 4- H + ) + SO 2-4 NH 4+ H + ) + NH 3 Cuando una base recibe un protón n se forma su ácido conjugado.. De forma similar, cuando un ácido se ioniza, produce su base conjugada.

15 Reactividad de los ácidos Si la reactividad de un ácido sólo s depende de los iones H +, un ácido fuerte será el más s reactivo. Cuando la base conjugada también n tiene actividad, su reactividad será mayor. Ejemplo. El ácido fluorhídrico es un ácido débil y su base conjugada, el ion fluoruro, también reacciona con la sílice. Así, este ácido ataca al vidrio. Na 2 SiO 3 (s) + 8 HF H 2 SiF NaF + 3 H 2 O (l) base 7 base 8 Reacciones de neutralización Cuando se mezclan un ácido y una base ocurre una reacción ácido-base o una reacción de neutralización. Ácido fuerte + base fuerte H + ) + OH - H 2 O (l) HNO 3 ) + NaOH H 2 O (l) + NaNO 3

16 Reacciones de neutralización n (cont.( Ácido débil d + base fuerte HA (ac( ac) ) + OH - H 2 O (l) + A - HF (ac( ac) ) + KOH (ac( ac) H 2 O (l) + KF (ac( ac) Ácido fuerte + base débild H + ) + B (ac( ac) HB + NH 3 ) + H + NH 4+ Na 2 SO 4 ) + HBr NaHSO 4 ) + NaBr Ejercicio. Escriba las ecuaciones iónicas de las reacciones ácido base siguientes. a) HClO + Ca(OH) 2 b) NH 3 + HClO 4 c) HI + NaOH base 9 base 1 Titulación ácido base Una titulación ácido-base es una reacción de neutralización usada para determinar la concentración de una muestra. Se requiere de una disolución de concentración conocida (estandarizada) para hacerla reaccionar con la muestra.

17 Titulación ácido base ( Se denomina punto de equivalencia al momento en que hay cantidades estequiométricamente equivalentes de ambos reactivos. Normalmente, el punto final de la titulación de detecta con un indicador ácido base. base 11 base 12 Titulación ácido base ( Los ácidos y las bases cambian la coloración de algunas sustancia (indicadores).

18 Ejercicios. 1. En una titulación, 25. ml de NaOH.25 M reaccionan con una muestra de 15. ml de HCl. Calcule la concentración de HCl ml de NaOH.1 M neutralizan una muestra de 1. ml de un ácido débil H 2 A (H 2 A + 2 OH - H 2 O (l) + A 2- ). Calcule la concentración del ácido. 3. Una tableta de aspirina de 2.5 g reacciona con 25. ml de KOH.5 M. Qué porcentaje de HC 9 H 7 O 4 contiene? HC 9 H 7 O 4 (s) + OH - C 9 H 7 O 4- + H 2 O (l) Cap. 5 base 13 base 14 Reacciones con sólidos y gases En una reacción ácido base se pueden disolver compuestos sólidos, formando otros que son solubles, o desprender gases que son poco solubles en agua. Ejemplos. Mg(OH) 2 (s) + 2 HCl 2 H 2 O (l) + MgCl 2 Na 2 S + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 S (g) 2 HNO 3 + CaCO 3 (s) Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O (l) + CO 2 (g)

19 4.4. Reacciones de oxidación n y reducción En una reacción n de oxidación n y reducción n hay una transferencia de electrones de una especie a otra. Ejemplo. En la corrosión n de un metal se forma un compuesto iónico. i 4 Fe (s)( ) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) El ion hierro (III) tiene tres electrones menos que el átomo de hierro, mientras que cada ion óxido tiene dos electrones másm que cada átomo de oxígeno en el oxígeno molecular. Ejemplo. Ca (s)) + 2 H + Ca 2+ ) + H 2 (g) Cuando una especie pierde electrones, otra debe recibirlos Reacciones de oxidación n y reducción 2 Oxidación n y reducción En una oxidación,, una especie pierde electrones. Ejemplo. El hierro se oxida para formar el ión i n hierro (III), Fe Fe e -. En una reducción,, hay una ganancia de electrones en una especie. Ejemplo. El oxígeno se reduce para formar el ión i óxido, + 4 e - 2 O 2 -. O 2 La oxidación de una especie va acompañada ada de la reducción de otra.

20 4.4. Reacciones de oxidación n y reducción 3 Número de oxidación Se usa para determinar si una especie gana o pierde electrones Es un modelo que, en muchos casos, representa cargas hipotéticas ticas que se asignan siguiendo un conjunto de reglas. Si aumenta,, se trata de una oxidación. Cuando disminuye,, hay una reducción Reacciones de oxidación n y reducción 4 Reglas para asignar el número n de oxidación 1. En un elemento puro, los átomos del elemento tienen número n de oxidación cero. Ejemplos. En el azufre sólido, s S 8, los átomos de azufre tienen número de oxidación n cero. En el oxígeno gaseoso, O 2, los átomos de oxígeno tienen número n de oxidación n cero. 2. El número n de oxidación n de un ion monoatómico mico es igual a su carga. Ejemplos. En los iones Ca 2+, Na +, Al 3+, S 2 -, O 2 -, Cl -, F -, H -, su número de oxidación n coincide con su carga.

21 4.4. Reacciones de oxidación n y reducción 5 Reglas (cont.( 3. En los compuestos, normalmente, los no metales tienen números n de oxidación negativos,, pero también n pueden ser positivos. a. El número n de oxidación n del oxígeno normalmente es -2.. Excepto en el ion peróxido (O 2-2 ) en donde es -1 y, frente al flúor, en donde es positivo. b. El número n de oxidación n del hidrógeno es +1 cuando está unido a no metales y -1 frente a los metales. Ejemplos. En el agua, los números n de oxidación n del oxígeno e hidrógeno son -22 y +1, respectivamente. Mientras que en el agua oxigenada son -11 y +1. En el NaH,, el número n de oxidación n del hidrógeno es Reacciones de oxidación n y reducción 6 Reglas (cont.( c. El número n de oxidación n del flúor or,, cuando forma compuestos, siempre es -1.. Los otros halógenos tienen número n de oxidación n igual a -1 en compuestos binarios, excepto frente al oxígeno y al flúor, en donde son positivos. Ejemplos. En el ácido clorhídrico, los números n de oxidación n del cloro y el hidrógeno son -11 y +1, respectivamente.

22 4.4. Reacciones de oxidación n y reducción 7 Reglas (cont.( molécula H 3 O + H 2 S SCl 2 SO 2-3 Na 2 SO 3 SO La suma de los números n de oxidación n de una especie debe coincidir con su carga. Ejemplos. átomo O H Cl O Na S O no. de oxidación átomo H S S S O S no. de oxidación suma Reacciones de oxidación n y reducción 8 Reglas (cont.( Ejemplos. molécula Cr 2 O 2-7 SnBr 4 HClO 4 H 3 PO 4 CH 4 H 3 COH átomo O Br O Cl P H O C no. de oxidación átomo Cr Sn H C H no. de oxidación suma -2 H 2 CO C HCOOH C +2

23 4.4. Reacciones de oxidación n y reducción 9 Ejemplo: combustión En la reacción n de combustión n de un compuesto orgánico, el compuesto se oxida y el oxígeno molecular se reduce. Ejemplo. CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) El átomo de carbono del metano tiene un número n de oxidación -44 y en el dióxido de carbono en +4, es decir, se oxida. Simultáneamente, el oxígeno se reduce, pasando su número de oxidación n de cero a -2, en el agua y en el CO Reacciones de oxidación n y reducción 1 Oxidación n de metales Un metal se puede oxidar con ácidos o con sales. Ejemplos. Zn (s)( ox + 2 H + 1 Zn red H 2 (g) Mn (s) ox + Pb 2+ 2 Mn red Pb (s)

24 4.4. Reacciones de oxidación n y reducción 11 Oxidación n de metales (cont. Serie de actividad Un metal puede ser oxidado por los iones de la parte baja. La facilidad ante la oxidación n crece hacia arriba. Los metales de la parte baja son más m s inertes. Los metales de la parte alta son más m s reactivos. --- Más activos ---- Li (s) Li + + e - K (s) K + + e - Ca (s) Ca e - Mg (s) Mg e - Al (s) Al e - Mn (s) Mn e - Zn (s) Zn e - Fe (s) Fe e - Pb (s) Pb e - H 2 (g) 2 H e - Cu (s) Cu e - Ag (s) Ag + + e - Pt (s) Pt e - Au (s) Au e Menos activos Reacciones de oxidación n y reducción Más activos ---- Li (s) Li + + e - K (s) K + + e - Ca (s) Ca e - Mg (s) Mg e - Al (s) Al e - Mn (s) Mn e - Zn (s) Zn e - Fe (s) Fe e - Pb (s) Pb e - H 2 (g) 2 H e - Cu (s) Cu e - Ag (s) Ag + + e - Pt (s) Pt e - Au (s) Au e Menos activos --- Oxidación n de metales (cont.( La serie de actividad predice las reacciones siguientes, Cu (s)( ) + 2 Ag + Cu 2+ ) + 2 Ag (s), Zn (s)( ) + 2 H + Zn 2+ ) + H 2 (g). El cobre no es oxidado por el ion hidrógeno, pero sís por los ácidos oxidantes, Cu (s)( ) + 4 H + ) + 2 NO 3- Cu ) + 2 NO 2 (g)) + 2 H 2 O (l).( Cu 2+