Resumen Capitulo 4 - Propiedades generales de las disoluciones acuosas - Química PDF

Preview

Summary

Propiedades generales de las disoluciones acuosas...

Description

Resumen Capitulo 4: Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones: La vida misma se originó en el agua, y que la necesidad de agua que tienen todas las formas de vida ha ayudado a determinar diversas estructuras biológicas. Su propio cuerpo está formado por aproximadamente 60% en masa de agua. El agua posee muchas propiedades inusuales, que son esenciales para la existencia de la vida en la Tierra. El agua es el medio en el que se llevan a cabo la mayoría de las reacciones químicas dentro y fuera de nosotros. Los nutrientes disueltos en la sangre son transportados a nuestras células, en donde experimentan reacciones que nos ayudan a mantenernos con vida. 4.1 Propiedades generales de las disoluciones acuosas: La sustancia presente en mayor cantidad se conoce como disolvente. Las demás sustancias de la disolución se conocen como solutos; se dice que están disueltos en el disolvente. Cualquier sustancia cuya disolución acuosa contenga iones, se conoce como electrolito. Cualquier sustancia que forme una disolución que no contenga iones, se conoce como no electrolito. Los electrolitos que están presentes en disolución completamente en forma de iones son electrolitos fuertes, mientras que aquellos que están parcialmente en forma de iones y parcialmente como moléculas son electrolitos débiles. Los compuestos iónicos se disocian en iones cuando se disuelven, y son electrolitos fuertes. La solubilidad de las sustancias iónicas es posible que se efectúe por medio del proceso de solvatación, la interacción de los iones con moléculas disolventes polares. La mayoría de los compuestos moleculares son no electrolitos, aunque algunos son electrolitos débiles, y unos cuantos son electrolitos fuertes. Cuando se representa la ionización de un electrolito débil en disolución, se utilizan flechas en ambas direcciones, las cuales indican que las reacciones directa e inversa pueden lograr un balance químico, conocido como equilibrio químico. Propiedades electrolíticas: Una forma de diferenciar dos disoluciones acuosas es emplear un dispositivo que mide sus conductividades eléctricas. La capacidad de una disolución para conducir la electricidad depende del número de iones que contiene. Una disolución electrolítica contiene iones que sirven como transportadores de carga, lo que ocasiona que la bombilla se encienda. ●

Sin iones: Una disolución no electrolítica no contiene iones, por lo que la bombilla no se enciende.

●

Pocos iones: Si la disolución contiene un pequeño número de iones, la bombilla sólo tendrá un brillo tenue.

●

Muchos iones: Si la disolución contiene un gran número de iones, la bombilla brillará intensamente.

4.2 Reacciones de precipitación: Las reacciones que dan como resultado la formación de un producto insoluble se conocen como reacciones de precipitación. Un precipitado es un sólido insoluble formado por una reacción en disolución. Las reacciones de precipitación se efectúan cuando ciertos pares de iones con cargas opuestas se atraen entre sí con tal fuerza, que forman un sólido iónico insoluble. Para predecir si ciertas combinaciones de iones forman compuestos insolubles, debemos considerar algunas reglas relacionados con las solubilidades de los compuestos iónicos comunes. Reglas de solubilidad de compuestos iónicos: La solubilidad de una sustancia a una temperatura dada es la cantidad de sustancia que puede disolverse en una cantidad dada de disolvente a la temperatura dada. Desafortunadamente, no existen reglas basadas en propiedades físicas sencillas, como la carga iónica, que nos ayuden a predecir si un compuesto iónico en particular será soluble. Sin embargo, las observaciones experimentales han llevado a reglas empíricas para predecir la solubilidad de los compuestos iónicos. Por ejemplo, los experimentos muestran que todos los compuestos iónicos comunes que contienen el anión nitrato, NO3, son solubles en agua. Reacciones de intercambios: Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos. Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. Ecuaciones iónicas: Al escribir ecuaciones químicas para reacciones en disolución acuosa, resulta útil indicar explícitamente si las sustancias disueltas están presentes predominantemente como iones o como moléculas. Volvamos a considerar la reacción de precipitación entre el Pb(N0 3 ) 2 y el 2 KI: Pb(NO3)2 (ac) + 2KI(ac)-----► PbI2(s) + 2KNO3(ac) Una ecuación escrita de esta manera, donde se muestran las fórmulas químicas completas de los reactivos y productos, se conoce como ecuación molecular, porque muestra las fórmulas químicas de los reactivos y de los productos sin indicar su carácter iónico. Debido a que el Pb(NO^)2, el KI y el KNO3 son compuestos solubles y, por lo tanto, electrolitos fuertes, podemos escribir la ecuación química para indicar explícitamente los iones que están en la disolución: Pb2+(ac) + 2 NO3- (ac) + 2 K+(oc) + 2I(ac) ----->Pbl2(s) + 2 K+(oc) + 2 NO3-(ac) Una ecuación escrita de esta forma, con todos los electrolitos fuertes solubles mostrados como iones, se conoce como ecuación iónica completa.

Los iones que aparecen en forma idéntica tanto en los reactivos como en los productos de una ecuación iónica completa, se conocen como iones espectadores. Dichos iones están presentes, pero no desempeñan una función directa en la reacción. Cuando los iones espectadores se omiten en la ecuación (se cancelan, como las cantidades algebraicas), nos quedamos con la ecuación iónica neta: Pb2+(ac) + 2I- (ac)----->Pbl2(s) Una ecuación iónica neta sólo incluye los iones y las moléculas directamente involucradas en la reacción. La carga se conserva en las reacciones, por lo que la suma de las cargas de los iones debe ser la misma en ambos lados de una ecuación iónica neta balanceada. En este caso la carga 2+ del catión y las dos cargas 1 - de los aniones suman cero, la carga del producto eléctricamente neutro. Si cada ion de una ecuación iónica completa es un espectador, entonces no ocurre reacción alguna. La ecuaciones iónicas netas se utilizan ampliamente para ilustrar las similitudes entre diversas reacciones que involucran electrolitos. 4.3 Reacciones ácido-base: Muchos ácidos y bases son sustancias industriales y domésticas, y algunas son componentes importantes de fluidos biológicos. Por ejemplo, el ácido clorhídrico es un compuesto químico industrial importante y el principal constituyente del jugo gástrico de su estómago. Los ácidos y bases también son electrolitos comunes. Ácidos: Los ácidos son sustancias que se ionizan en disoluciones acuosas para formar iones hidrógeno, por lo que incrementa la concentración de iones H+(ac). Debido a que el átomo de hidrógeno consiste en un protón y un electrón, el H + es simplemente un protón. Por lo tanto, los ácidos son conocidos frecuentemente como donadores de protones. Los modelos moleculares de tres ácidos comunes, HC1, HNO3 y CH3COOH, aparecen al margen. Así como los cationes están rodeados y unidos por moléculas de agua, el protón también es solvatado por moléculas de agua. Las moléculas de diferentes ácidos pueden ionizarse para formar distintos números de iones H+. Tanto el HC1 como el HNO3 son ácidos monopróticos, los cuales producen un H+ por molécula de ácido. El ácido sulfúrico, H2SO4, es un ácido triprótico, uno que produce dos H+ por molécula de ácido. La ionización del H2SO4, y otros ácidos dipróticos, ocurre en dos pasos: H2SO4(ac) → H+(ac) + HSO4-(ac) HSO4~(ac) ⇆ H (ac) + SO42-(ac) Aunque el H2SO4 es un electrolito fuerte, sólo la primera ionización es completa. Por lo tanto, las disoluciones acuosas de ácido sulfúrico contienen una mezcla de H+(ac), H S0 4 "(«c) y SO42- (ac). La molécula CH3COOH (ácido acético) que hemos mencionado frecuentemente es el principal componente del vinagre. El ácido acético tiene cuatro hidrógenos, pero sólo uno de

ellos es capaz de ionizarse en el agua. Sólo el hidrógeno que está unido al oxígeno del grupo COOH se ionizará en el agua; los otros hidrógenos están unidos al carbono y no rompen sus enlaces C—H en el agua. Bases: Las bases son sustancias que aceptan (reaccionan con) iones H +. Las bases producen iones hidróxido (OH- ) cuando se disuelven en agua. Los compuestos de hidróxidos iónicos, como el NaOH, KOH y Ca(OH)2, se encuentran entre las bases más comunes. Cuando se disuelven en agua, se disocian en sus iones componentes, e introducen iones OH- en la disolución. Los compuestos que no contienen iones OH“ también pueden ser bases. Por ejemplo, el amoniaco (NH3) es una base común. Cuando se añade al agua, éste acepta un ion H+ de la molécula de agua y entonces produce un ion OH-. NH3(ac) + H2O(l) ⇆ NH4+(ac) + OH-(ac) El amoniaco es un electrolito débil, ya que sólo una pequeña fracción del NH3 (aproximadamente 1%) forma iones NH4+ y OH-. Ácidos y bases fuertes y débiles: Los ácidos y bases que son electrolitos fuertes (completamente ionizados en disolución) se conocen como ácidos fuertes y bases fuertes. Aquellos que son electrolitos débiles (parcialmente ionizados) se conocen como ácidos débiles y bases débiles. Los ácidos fuertes son más reactivos que los ácidos débiles, cuando la reactividad depende sólo de la concentración de H +{ac). Sin embargo, la reactividad de un ácido puede depender del anión así como del H+(oc). Por ejemplo, el ácido fluorhídrico (HF) es un ácido débil (sólo se ioniza parcialmente en disolución acuosa), pero es muy reactivo y ataca vigorosamente a muchas sustancias, incluido el vidrio. Esta reactividad se debe a la acción combinada del H +(ac) y al F“ (ac). La lista los ácidos y bases fuertes más comunes; es conveniente que los memorice. Cuando revise esta tabla, observe que algunos de los ácidos más comunes, como el HC1, HNO3 y H2SO4 , son fuertes. Tres de los ácidos fuertes son compuestos hidrogenados de la familia de los halógenos. (Sin embargo, el HF, es un ácido débil). La lista de ácidos fuertes es muy corta; la mayoría de los ácidos son débiles. Las únicas bases fuertes comunes son los hidróxidos de Li+, Na+, K+, Rb+ y Cs+ (los metales alcalinos, grupo 1A) y los hidróxidos de Ca2+, Sr2+ y Ba2+ (los alcalinotérreos pesados, grupo 2A). Éstos son los hidróxidos metálicos solubles más comunes. La mayoría de los demás hidróxidos metálicos son insolubles en agua. La base débil más común es el NH3 , el cual reacciona con el agua para formar iones OH-.

Cómo identificar electrolitos fuertes y débiles: Si recordamos los ácidos y las bases fuertes comunes, y recordamos que el NH3 es una base débil, podemos hacer predicciones razonables acerca del comportamiento electrolítico de un gran número de sustancias solubles en agua. Para clasificar una sustancia soluble como un electrolito fuerte, débil o no electrolito, simplemente debemos recorrer la tabla de arriba hacia abajo y de izquierda a derecha.

Primero nos preguntamos si la sustancia es iónica o molecular. Si es iónica, es un electrolito fuerte.. Si la sustancia que deseamos clasificar es molecular, nos preguntamos si es un ácido o una base. (¿Tiene un H al principio de la fórmula química, o contiene un grupo COOH?). Si se trata de un ácido, confiamos en la lista memorizada de la tabla para determinar si es un electrolito fuerte o débil: todos los ácidos fuertes son electrolitos fuertes, y todos los ácidos débiles son electrolitos débiles. Si un ácido no aparece en la tabla, es probable que sea un ácido débil y que, por lo tanto, sea un electrolito débil. Por ejemplo, el H3PO4 , H2SO3 y HC7H5O2 , no aparecen en la tabla, y son ácidos débiles. Si la sustancia que queremos clasificar es una base, nuevamente consultamos la tabla para determinar si se trata de una listada en las bases fuertes. El NH3 es la única base molecular que consideramos en este capítulo, y la tabla nos indica que es un electrolito débil. Por último, cualquier sustancia molecular que encontremos en este capítulo, que no sea un ácido o NH3 , probablemente será un no electrolito. Reacciones de neutralización y sales: Las propiedades de las disoluciones ácidas son muy diferentes de las disoluciones básicas. Los ácidos tienen un sabor agrio, mientras que las bases tienen un sabor amargo. Los ácidos pueden cambiar los colores de ciertos tintes en una forma específica que difiere del efecto de una base. Cuando se mezclan una disolución de un ácido y una disolución de una base, ocurre una reacción de neutralización. Los productos de la reacción no tienen las propiedades características de la disolución ácida ni las de la básica. La reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y una sal. También pueden formarse gases como resultado de reacciones ácido-base. La reacción de un sulfuro con un ácido forma H2S(g); la reacción entre un carbonato y un ácido forma CO2 (g). 4.4 Reacciones de oxidación-reducción: La oxidación es la pérdida de electrones que experimenta una sustancia, mientras que la reducción es la ganancia de electrones de una sustancia. Los números de oxidación dan seguimiento a los electrones durante las reacciones químicas, y son asignados a los átomos por medio de reglas específicas. La oxidación de un elemento da como resultado un incremento en su número de oxidación, mientras que la reducción se ve acompañada por una disminución en d número de oxidación. La oxidación siempre es acompañada por la reducción, lo que da lugar a reacciones de oxidaciónreducción o redox. Muchos metales son oxidados por O2, ácidos y sales. Las reacciones redox entre metales y ácidos, y entre metales y sales se conocen como reacciones de desplazamiento. Los productos de estas reacciones de desplazamiento siempre son un elemento (H2 o un metal) y una sal. La comparación de tales reacciones nos permite clasificar a los metales de acuerdo con su facilidad de oxidación. A la lista de metales clasificada en orden decreciente de su facilidad de oxidación se le conoce como serie de actividad. Cualquier metal de la lista puede ser oxidado por los iones de los metales (o por H +) que se encuentran por debajo de él en la serie de actividad. 4.5 Concentración de disoluciones:

El comportamiento de las disoluciones con frecuencia depende de la naturaleza de los solutos y sus concentraciones. Los científicos utilizan el término concentración para designar la cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de disolvente o cantidad de disolución. El concepto de concentración es intuitivo: a mayor cantidad de soluto disuelto en una cierta cantidad de disolvente, más concentrada resultará la disolución. En química, frecuentemente necesitamos expresar la concentración de las disoluciones en forma cuantitativa. Molaridad: La molaridad de una disolución es el número de moles de soluto por litro de disolución. La molaridad permite interconvertir el volumen de una disolución y el número de moles de soluto. Dilución: Las disoluciones de molaridad conocida pueden prepararse pesando el soluto y diluyéndolo hasta un volumen conocido, o mediante la dilución de una disolución más concentrada de concentración conocida (una disolución en existencia). Al agregar disolvente a la disolución (el proceso de dilución) se disminuye la concentración del soluto sin modificar el número de moles del soluto en la disolución 4.6 Estequiometría de disoluciones y análisis químico: En el proceso conocido como titulación, combinamos una disolución de concentración conocida (una disolución estándar) con una disolución de concentración desconocida, para determinar la concentración desconocida o la cantidad de soluto en la muestra desconocida. El punto en la titulación en la que reaccionan cantidades estequiométricamente equivalentes de reactivos, se conoce como punto de equivalencia. Se puede utilizar un indicador para mostrar el punto final de la titulación, el que está muy cercano al punto de equivalencia. Bibliografía: Química, la ciencia central de Theodore L. Brown Decimoprimera edición Profesora: Valeria Saicha Alumno: Juan Martín Nievas...