Capitulo 6: La química de las soluciones acuosas

Capitulo 6: La química de las
soluciones acuosas
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Composición de las soluciones
Propiedades de solutos en solución acuosa
Acidos, bases y sales
Introducción a las reacciones de oxidaciónreducción
Ing. Virginia Estebané
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Introducción
Solución: Mezla homogénea. Contiene dos o más
sustancias
! Solución acuosa: el agua es el medio de disolución
! Las reacciones que se realizan en solución acuosa son
generalmente rápidas, por varias razones:
a)Los reactivos están subdivididos
b)Fuerzas de atracción debiles entre las sustancias
disueltas
c)Libre movimiento entre las sustancias participantes de la
solución, por lo que, las colisiones resultantes entre las
sustancias disueltas tienen como resultado una reacción
química
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Ing. Virginia Estebané
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Composición de las soluciones
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En las soluciones hay solvente y soluto. En la solución
acuosa el solvente es agua
Soluto es la sustancia que se encuentra disuelta en agua
La concentración de las soluciones se expresa en
función de la cantidad de soluto en una masa o volumen
de solución , ó la cantidad de soluto disuelto en una
masa o volumen de solvente.
Hay diversas formas de expresar la concentración de
una solución acuosa: Molaridad, Molalidad,
Normalidad, porcentaje en masa (volumen), ppm, ppb.
Ing. Virginia Estebané
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Molaridad (M)
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Es la forma más ampliamente utilizada de cuantificar en
química
Es el número moles de soluto por litro de solución
Una desventaja es que las concentraciones cambian
ligeramente con los cambios de temperatura (debido a
expansión o contracción de las soluciones líquidas)
número de moles de soluto
moles ó
, entonces M =
número de litros de solución
litros
M=
n
V
M = molaridad, n = # de moles de soluto, V = # litros de solución
Ing. Virginia Estebané
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Ejemplo de molaridad
PROBLEMA: Calcule la molaridad (M) de 3.65g de HCl en
suficiente agua para hacer 500 ml de solución
! Solución
a)determinar el # de moles de HCl
1 mol de HCl
3.65 g de HCl x
= 0.100 mol de HCl
!
36.5 g de HCl
b)entonces convierta el volumen de las soluciones a litros
500 ml x
1L
= 0.500 L
1000 ml
c)aplicamos la fórmula:
M=
n
=
V
0.100 moles HCl
0.500 L de solución
= 0.200 M
Ing. Virginia Estebané
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Dilución
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A menudo las soluciones deben prepararse diluyendo
reactivos concentrados (llamadas soluciones stock).
Dilución: Es un proceso mediante el cual podemos
obtener soluciones de más baja concentración
agregando agua.
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Minicial x Vinicial = Mfinal x Vfinal
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Ej.¿Cuánto H2SO4 3.0M se requiere para preparar 450ml de
H2SO4 0.10M?
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Ing. Virginia Estebané
Solamente para
diluciones
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Propiedades de solutos en solución acuosa
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Aunque el agua en sí es mal conductor de electricidad, la
presencia de iones de soluto hace que las soluciones
acuosas se conviertan en buenos conductores de
electricidad.
Esos iones de soluto pueden provenir de compuestos
ionicos o compuestos meculares
Compuestos ionicos: Se dice que el sólido iónico se disocia (ioniza) en
sus iones componentes al disolverse
Compuestos moleculares: en general no forman iones cuando se
disuelven. En particular, los ácidos y el amoniaco (NH3) reaccionan
con el agua para formar iones
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Electrolito: aquellos solutos que existen como iones en
solución, y que por lo tanto conducen electricidad.
No electrolito: sustancias que no forman iones en solución.
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No conducen electricidadIng. Virginia Estebané
Electrolitos
Existen 2 tipos de electrolitos: Fuertes y débiles
Fuertes: el soluto se disocia (ioniza)completamente
H+(ac) + Cl-(ac)
HCl (ac)
Débiles: El soluto se disocia parcialmente
H+(ac) + C2H3O2- (ac)
HC2H3O2(ac)
"
El equilibrio químico determina la concentración relativa de moléculas
neutras y de iones
"
"
El no electrolito: No forman iones cuando se disuelven en
agua
agua
C6H12O6
C6H12O6 (ac)
No confundir el grado en que un electrolito se disuleve en
agua con su característica de ser fuerte o débil. Ejemplo: El
acido acético se disuelve totlamente en agua y es un electrolito débil, mientras tanto el
Ba(OH)2 no es muy soluble, pero la cantidad que se disuelve es un electrolito fuerte
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Concentración de los iones en la
solución
Podemos predicir los iones presentes en la
solución de un compuesto ionizado a partir de su
fórmula química.
agua
2 Na +1(ac) + SO4-2(ac)
Ej: Na2SO4
! También las concentraciones relativas de sus
iones que se introducen en la solución dependen
de la fórmula química
Ej: una solucion 1.0 M de Na2SO4 tiene una
concentración de 2.0 M de iones Na +1 y 1.0 M de
iones SO4-2
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Ing. Virginia Estebané
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Acidos, bases y sales
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Muchos de ellos son sustancias industriales y de uso
doméstico.
Son los electrólitos más comunes.
VINAGRE
VITAMINA C
SULFATO
DE
DRANO
AMONIA
AMONIA
ADA
SAL
PHILLIPS
ACIDEZ
ACIDOS
BASES
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SALES
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Acidos
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Son sustancias moleculares capaces de donar un ion
hidrógeno y por consiguiente aumentar la conc. de iones
H+(ac) en soluciones acuosas
También se les conoce como donadores de protones (H+ es
simplemente un proton)
Se clasifican dependiendo de las cantidades de H+(ac) que
producen por molécula:
-
Monopróticos: producen un ion H+(ac) por molécula. Ej HCl, HNO3
-
Dipróticos: producen 2 iones H+(ac) por molécula. Ej H2SO4
agua
Existe una mezcla de H+(ac) , HSO4H2SO4(l) agua H+(ac) + HSO4-(ac)
(ac) y SO4-2(ac) en la solución, debido
a que es un electrolito fuerte en la
HSO4-(ac)
H+(ac) + SO4-2(ac)
primera ionización
Bases
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Son sustancias que pueden reaccionar con o
aceptar iones H+ para formar agua
H2O (l)
H +(ac) + OH – (ac)
También es cualquier sustancia que incrementa la
concentración de iones OH-(ac), cuando se disuelve
en agua
NaOH
agua
Na+(ac) + OH-(ac)
NH3 + H2O
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NH4+(ac) + OH –(ac)
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Sales
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Una sal es un compuesto formado por el ion
positivo de una base y el ion negativo de un ácido.
Este tipo de reacción se llama reacción de
neutralización
HCl + NaOH
NaCl + H2O
Cloruro de
sodio
HC2H3O2 + NaOH
NaC2H3O2 + H2O
Acetato de
sodio
HCl + NH3
NH4Cl
Cloruro de amonio
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Identificación de electrolitos fuertes y
débiles
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La mayor parte de las sales son electrolitos fuertes,
excepto Cloruro de mercurio (I), HgCl2, y acetato de
plomo, Pb(C2H3O2)2
La mayor parte de los ácidos son electrolitos débiles,
excepto el HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4
Las bases fuertes comunes son los hidróxidos de los
metales del grupo I (Li, Na, K, Rb, Cs) y II (Ca, Sr, Ba).
El amoniaco, NH3, es un electrolito débil
La mayor parte de otras sustancias son no electrolitos
El agua es un electrolito débil
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Introducción a la reacción de
reducción-oxidación
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La reacción de Reducción-oxidación (Redox) ocurre
cuando hay cambio de estados de oxidación de los
elementos químicos que integran la reacción química.
Número de oxidación es el número positivo o negativo
que expresa la capacidad de combinarse de un elemento
en un compuesto particular. En el caso de compuesto
ionicos expresa cargas reales, y en compuestos
meleculares son valores ficticios que expresan sí el
elemento tiende a atraer electrones fuertemente (#
oxidación negativo y elevada electronegatividad) o a
darlos ( # oxidación positivo y electronegativiada baja)
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Reglas básicas para designación de números de oxidación
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6.
Atomos libres o átomos de una molécula de un elemento, se le asigna # de
oxidación cero
La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto es cero,
puesto que los compuestos son electricamente neutros.
El # de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga de ion
La suma de los números de Oxidación de los átomos que forman un ion
poliatómico, es igual a la carga del ion
El # de oxidación del fluor es –1 en todos los compuestos que lo contienen.
La mayoría de los compuestos que contienen oxígeno el # de oxidación es el –2,
excepto en los peróxidos y superóxidos
En los Superóxidos, el número de oxidación es - ½ . Los metales más activos Cs, Rb y K forman los
superóxidos CsO2, RbO2 y KO2
En los Peróxidos, el número de oxidación es – 1. Los metales Na, Ca, Sr y Ba forman los peróxidos
Na2O2, CaO2, SrO2 y BaO2
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El # de Oxídación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos CaH2 y
NaH que es –1
El estado de oxidación de un elemento se dá sobre la base de un átomo
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Oxidación y reducción
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Oxidación es la pérdida de electrones de una
sustancia que pasa por una reacción química.
Alternativamente, es un aumento en el número de
oxidación
Reducción es la ganancia de electrones en una
sustancia que pasa por una reacción química
Reducción
Oxidación
0
4Fe + 3O2
0
2-
2 Fe2O3
-4 –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4
3+
Reducción
Oxidación
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Agente oxidante y agente reductor
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El incremento total del número de oxidación debe ser igual
a la disminución total del número de oxidación
Los procesos de oxidación y reducción siempre ocurren
juntos
Agente oxidante es una sustancia que causa que otra se
oxide. En una reacción química el agente oxidante es la
sustancia que es reducida
Agente reductor, es el concepto inverso del agente oxidante
Ejercicio: En la siguiente reacción determine la sustancia
oxidada y la reducida. Estipule el agente oxidante y
reductor
Mg + H2SO4
MgSO4 + H2
Ing. Virginia Estebané
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Bibliografía
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Brown, LeMay, Bursten, QUIMICA LA CIENCIA CENTRAL, 7a
EDICION, Ed. Prentice Hall. México 1997
Alan Sherman, Sharon J. Sherman, Leonel Russikoff.
CONCEPTOS BASICOS DE QUIMICA 1a edición.Ed.CECSA,
México 1999
Mosqueira, QUIMICA CONCEPTOS Y PROBLEMAS. Ed
LIMUSA, México 1997
A. Garritz, J.A. Chanizo, QUIMICA, Ed. Addisob Wesley. México
1994
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Ing. Virginia Estebané
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