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Profesora: Joice Castro A.

Capitulo 4: Reacciones en disoluciones acuosas

Es una mezcla homogénea

Es la sustancia presente en menor

cantidad

Es la sustancia presente en

mayor cantidad

Disolución Disolvente Soluto

Refresco (l) H2O Azúcar, CO2

Aire (g) N2 O2, Ar, CH4

Acero (g) Fe C

Solutos

electrolitos

Se separan en cargas al disolverse

Conducen electricidad

No electrolitos

No se separa en cargas al disolverse

No conduce electricidad

𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠)𝐻2𝑂

𝑁𝑎(𝑎𝑐)+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑐)

−

Electrolitos fuertes Electrolitos débiles

Se disocian completamente en el agua lo que hace que la conducción eléctrica sea

muy favorable.

No se disocian completamente en el agua lo que hace que la conducción

eléctrica sea baja.

Separación de las sustancia en aniones y cationes.

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻𝐻2𝑂

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑐)− + 𝐻(𝑎𝑐)

+

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Disociación ionización ≠

Separar cargas, separar especies ya ionizadas, que están unidas por medio de un enlace iónico

(catión metálico + anión no metálico).

Proceso por el cual una especie gana o pierde electrones.

Se utiliza para la separación de cargas en especies ácidas o básicas (ácidos/ bases)

La separación de cargas se da por la hidratación, las moléculas de agua rodean los iones y los estabilizan.

Es el proceso por el cual un ion es rodeado pormoléculas de agua orientadas en una manera específica.

Se caracterizan por la formación de un producto insoluble oprecipitado.

Es el sólido insoluble que se separan de la disolución.

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Reglas de solubilidad

Solubilidad es la máximacantidad de soluto que se disolveráen una cantidad dada de disolvente auna temperaturaespecífica

Ejercicio 4,1

Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: a) sulfato de plata (Ag2SO4), b) carbonato de calcio (CaCO3), c) fosfato de sodio (Na3PO4).

El carbonato se forma con el calcio (grupo2A), es insoluble

El sulfato de plata es insoluble según tabla 4.2

El sodio es un metal alcalino (grupo1A), por tanto el fosfato de sodio es soluble

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Ecuaciones

Ecuaciones Moleculares 𝑃𝑏 𝑁𝑂3 2(𝑎𝑐) + 2𝐾𝐼(𝑎𝑐) → 𝑃𝑏𝐼2(𝑠) + 2𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

Ecuaciones iónica

𝑃𝑏(𝑎𝑐)2+ + 2𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

− + 2𝐾(𝑎𝑐)+ + 2𝐼(𝑎𝑐)

− → 𝑃𝑏𝐼2(𝑠) + 2𝐾(𝑎𝑐)+ + 2𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

−

Ecuaciones iónica neta 𝑃𝑏(𝑎𝑐)2+ + 2𝐼(𝑎𝑐)

− → 𝑃𝑏𝐼2(𝑠)

2𝐾(𝑎𝑐)+ 𝑦 2𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

− Iones espectadores

Ejemplo 4,2

Prediga lo que sucede cuando una disolución de fosfato depotasio (K3PO4) se mezcla con una disolución de nitrato de calcio[Ca(NO3)2]. Escriba una ecuación iónica neta para la reacción.

𝐾3𝑃𝑂4(𝑎𝐶) + 𝐶𝑎(𝑁𝑂3)2 𝑎𝑐 → ?

𝐾3𝑃𝑂4(𝑎𝐶) + 𝐶𝑎(𝑁𝑂3)2 𝑎𝑐 → 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 𝑠 +𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

2𝐾3𝑃𝑂4(𝑎𝐶) + 3𝐶𝑎(𝑁𝑂3)2 𝑎𝑐 → 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 𝑠 + 6𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

6𝐾(𝑎𝑐)+ + 2𝑃𝑂4(𝑎𝑐)

3− + 3𝐶𝑎(𝑎𝑐)2+ + 6𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

− → 6𝐾(𝑎𝑐)+ + 6 𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

− + 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 𝑠

2𝑃𝑂4(𝑎𝑐)3− + 3𝐶𝑎(𝑎𝑐)

2+ → 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 𝑠

Arrhenius

Tienen sabor agrio.

Ocasionan cambios de color en pigmentos vegetales

Reaccionan con metales y

carbonatos y conducen

electricidad.

BrønstedLowry

Donador de

protones

Arrhenius

Sabor amargo, jabonosos

Producen electricidad,

cambios de color en pigmentos

vegetales.

BrønstedLowry

Aceptor de

protones

Ácido Base

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Ácidos monoprótico

Ácidos dipróticos

Ácidos tripróticos

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Identifique cada una de las siguientes especies como un ácido de Brønsted, base de Brønsted, o ambos. a) HI, b) CH3COO-, c) H2PO4

-

A). 𝐻𝐼(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂(𝑎𝑐)+ + 𝐼(𝑎𝑐)

− ácido

B). 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑐)− +𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑂𝐻(𝑎𝑐)

− + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐) base

C). 1. 𝐻2𝑃𝑂4 𝑎𝑐− +𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻𝑃𝑂4 𝑎𝑐

2− +𝐻3𝑂(𝑎𝑐)+ ambos

2. 𝐻2𝑃𝑂4 𝑎𝑐− +𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑃𝑂4 𝑎𝑐 + 𝑂𝐻(𝑎𝑐)

−

Ejemplo4.4

Escriba la ecuación molecular, iónica e iónica neta para las siguientes reacciones ácido-base:

a) Ácido bromhídrico (ac) + Hidróxido de bario (ac)

b) Ácido sulfúrico (ac) + Hidróxido de potasio

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Son aquellas donde hay un movimiento de electrones de una especie a otra.

Cede electrones = se oxida = agente reductor.Gana electrones = se reduce = agente

oxidante.𝑀𝑔2+ 𝑦 𝑂2−

2𝑀𝑔 → 2𝑀𝑔2+ 4𝑒− 𝑂2 + 4𝑒− → 2𝑂2−

Semireacciones

2𝑀𝑔 + 𝑂2 + 4𝑒− → 2𝑀𝑔2+ + 2𝑂2− + 4𝑒−

2𝑀𝑔 + 𝑂2 → 2𝑀𝑔𝑂

1. Los elementos en estado natural tienen un numero de oxidación igual a cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

2. En los iones monoatómicos, el numero de oxidación es igual a la carga en el ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

3. El número de oxidación del oxígeno es generalmente de 2-. En el H2O2 y O2

2-, es 1-

Es la carga que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos

completamente.

4. El número de oxidación del hidrógeno es 1+, excepto en hidruros(hidrógeno metal), en estos casos, su número de oxidación es 1-.

5. Los metales del Grupo IA son 1+, los metales IIA son 2+ y el flúor essiempre 1-.

6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en unamolécula o ion, es igual a la carga en la molécula o ion.

7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. El número deoxidación del oxígeno en el ion peróxido, O2

-, es ½-.

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Ejemplo 4,4.

Asigne el número de oxidación a todos los elementos en los siguientes compuestos y en el ion: a) Li2O, b) HNO3, c) Cr2O7

2–.

HNO3

H= 1+ O= 2-+1+ 3(-2) + x = 0

x= N= 5+

Cr2O72-

O= 2-7(-2)+ 2(x)= 2-

x= Cr= 6+

Reacción de formación o combinación

𝐴 + 𝐵 → 𝐶

Reacciones de descomposición

𝐶 → 𝐴 + 𝐵

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Reacciones de combustión

Son las reacciones donde una sustancia reacciona con oxígeno, generalmente liberan calor y luz

Reacciones de desplazamiento.

𝐴 + 𝐵𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵

Desplazamiento de hidrógeno

Desplazamiento de halógeno

Desplazamiento de metal

Entre mayor sea la posición en la que se encuentran en la lista mayor es su

capacidad de oxidarse.

Un metal reaccionará con un catión en compuesto si está por encima del

catión.

𝑁𝑖(𝑠) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑖𝐶𝑙2 + 𝐻2(𝑎𝑐)

𝑀𝑔(𝑠) + 𝐹𝑒𝐶𝑙2(𝑎𝑐) → 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑐) + 𝐹𝑒(𝑠)

𝑃𝑏(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑁𝑅

𝐶𝑙2 + 2 𝐾𝐵𝑟 → 2𝐾𝐶𝑙 + 𝐵𝑟2

𝐼2 + 𝐾𝐵𝑟 → 𝑁. 𝑅.

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Reacción de desproporción.

Se da una oxidación y reducción de la misma especie.

2𝐻2𝑂2(𝑎𝑐) → 2𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔)

-1-2 0

Clasifique las siguientes reacciones: Ejemplo 4.5

Clasifique las siguientes reacciones redox e indique los cambiosocurridos en los números de oxidación de los elementos:

2𝑁2𝑂(𝑔) → 2𝑁2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)

6𝐿𝑖(𝑠) + 𝑁2(𝑔) → 2𝐿𝑖3𝑁(𝑠)

𝑁𝑖(𝑠) + 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑐) → 𝑃𝑏(𝑠) + 𝑁𝑖(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑐)

2𝑁𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑐) +𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

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Ejemplo 4.5Clasifique las siguientes reacciones redox e indique los cambios

ocurridos en los números de oxidación de los elementos:

2𝑁2𝑂(𝑔) → 2𝑁2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)

6𝐿𝑖(𝑠) + 𝑁2(𝑔) → 2𝐿𝑖3𝑁(𝑠)

Reacción de descomposiciónN cambia de 1+ a 0O cambia de 2- a 0

Reacción de combinaciónLi cambia de 0 a 1+N cambia de 0 a 3-

2𝑁𝑂2(𝑔) +𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑐) +𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

Reacción de desproporciónN es 4+ en el NO2, 3+ en HNO2 y 5+ en HNO3; como el

número de oxidación del mismo elemento se incrementa tanto como disminuye, por eso es una reacción de

desproporción

𝑁𝑖(𝑠) + 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑐) → 𝑃𝑏(𝑠) + 𝑁𝑖(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑐)Reacción de desplazamiento del metal (Ni reemplaza a Pb2+)Ni aumenta de 0 a 2+Pb disminuye de 2+ a 0

La concentración de una disolución

Es la cantidad de soluto presente en una cantidad

dada de disolvente o disolvente

Molaridad (M) o concentración molar

Es el número de moles de soluto por litro de

disolvete.

𝑀 = 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛=𝑛

𝑉

Ejemplo 4,7

¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K2Cr2O7) se requieren para preparar 250 ml de una disolución cuya concentración sea 2,16 g/mol?

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Ejemplo 4,7

¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K2Cr2O7) se requieren para preparar 250 ml de una disolución cuya concentración sea 2,16 mol/L?

𝑀 =𝑛

𝑉𝑀 ∗ 𝑉 = 𝑛 𝑚 = 𝑀𝑀 ∗ 𝑛

𝑛𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 =2,16 𝑚𝑜𝑙

𝐿∗ 0,250 𝐿 = 0,540 𝑚𝑜𝑙𝐾2𝐶𝑟2𝑂7

𝑚𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 = 0,540𝑚𝑜𝑙𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 ∗294,2 𝑔

𝑚𝑜𝑙= 159 𝑔𝐾2𝐶𝑟2𝑂7

DiluciónEs el proceso para elaborar

una disolución menos concentrada a partir de una

más concentrada

𝑀𝑖𝑉𝑖 = 𝑀𝑓𝑉𝑓

Ejemplo 4,9Describa cómo prepararía 5.00 × 102 mL de una disolución de H2SO4

1.75 M, a partir de una disolución concentrada de H2SO4 8.61 M.

Ejemplo 4,9Describa cómo prepararía 5.00 × 102 mL de una disolución de H2SO4

1.75 M, a partir de una disolución concentrada de H2SO4 8.61 M.

𝑀𝑖𝑉𝑖 = 𝑀𝑓𝑉𝑓

𝑉𝑖 = ?𝑉𝑓 = 5,00𝑥102 𝑚𝐿

𝑀𝑖 = 8,61𝑚𝑜𝑙

𝐿

𝑀𝑓 = 1,75𝑚𝑜𝑙

𝐿

𝑉𝑖 =𝑀𝑓𝑉𝑓𝑀𝑖

𝑉𝑖 =1,75

𝑚𝑜𝑙𝐿

∗ 0,500 𝐿

8,61𝑚𝑜𝑙𝐿

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• Ejercicios recomendados: Problemas: 9 a 12, 19 a 23, 30 a 34, 43 a 57, 61 a 78.

• Lectura: Una reacción de precipitación indeseable