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Reacciones en disolución acuosa
 

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    Reacciones en disolución acuosa Reacciones en disolución acuosa Presentation Transcript

    • Reacciones en disolución acuosa Capítulo4 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
    • Una disolución es una mezcla homogénea de dos omás sustanciasEl soluto es(son) la sustancia(s) presente enmenor cantidad(es)El disolvente es la sustancia que está en mayorcantidad Disolución Disolvente Soluto bebida no H2O Azúcar, CO2alcohólica (l) Aire (g) N2 O2, Ar, CH4Soldadura Pb Sn suave (s) 4.1
    • Un electrólito es una sustancia que, cuando sedisuelve en agua, forma una disolución que conduce laelectricidad.Un no electrólito es una sustancia que, cuando sedisuelve en agua, forma una disolución que noconduce la electricidad. no electrólito electrólito débil electrólito fuerte 4.1
    • ¿Conduce electricidad en la disolución? Cationes (+) y Aniones (-) Electrólito fuerte: 100% disociación H2O NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)Electrólito débil: no se disocia completamente CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac) 4.1
    • Hidratación es el proceso en el que un ion se verodeado por moléculas de agua acomodadas demanera específica. δ− δ+ H2O
    • Un no electrólito no conduce electricidad? No cationes (+) y aniones (-) en disolución H2O C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac)Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólitoHCl CH3COOH (NH2)2COHNO3 HF CH3OHHClO4 HNO2 C2H5OHNaOH H2O C12H22O11Compuestosiónicos 4.1
    • Reacciones de precipitaciónPrecipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución precipitado Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac) ecuación molecular Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3- ecuación iónica Pb2+ + 2I- PbI2 (s) PbI2 ecuación iónica neta Na+ y NO3- son iones espectadores 4.2
    • Cómo escribir las ecuaciones iónicas netas1. Escriba una ecuación molecular balanceada.2. Escriba la ecuación iónica que muestra los electrólitos fuertes.3. Determine el precipitado de las reglas de solubilidad.4. Cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación iónica. Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata con cloruro de sodio. AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac) Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl (s) + Na+ + NO3- Ag+ + Cl- AgCl (s) 4.2
    • Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 250CCompuestos solubles ExcepcionesCompuestos que contengan ionesde metales alcalinos y NH4+NO3-, HCO3-, ClO3-Cl-, Br-, I- Halogenuros de Ag+, Hg22+, Pb2+SO4 2- Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Hg2+, Pb2+Compuestos insolubles Excepciones compuestos que contengan ionesCO32-, PO43-, CrO42-, S2- de metales alcalinos y NH4+ Compuestos que contenGAN ionesOH- de metales alcalinos y Ba2+ 4.2
    • ÁcidosTienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético.Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno.Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir el gasdióxido de carbono. Bases Tiene un sabor amargo. Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases. 4.3
    • Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+)en aguaUna base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua 4.3
    • Un ácido Brønsted es un donador de protones Una base Brønsted es un aceptor de protonesbase ácido ácido base Un ácido Brønsted debe contener por lo menos un ¡protón ionizable! 4.3
    • Ácidos monopróticos HCl H+ + Cl- Electrólito fuerte, ácido fuerte, HNO3 H+ + NO3- Electrólito fuerte, ácido fuerte, CH3COOH H+ + CH3COO- Electrólito débil, ácido débil,Ácidos dipróticos H2SO4 H+ + HSO4- Electrólito fuerte, ácido fuerte, HSO4- H+ + SO42- Electrólito débil, ácido débil,Ácidos tripróticos H3PO4 H+ + H2PO4- Electrólito débil, ácido débil, H2PO4- H+ + HPO42- Electrólito débil, ácido débil, HPO42- H+ + PO43- Electrólito débil, ácido débil, 4.3
    • Reacción de neutralización ácido + base sal + aguaHCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O H+ + OH- H2O 4.3
    • Reacciones de oxidación-reducción (reacciones de transferencia de electrones) 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) Oxidación semirreacción2Mg 2Mg + 4e 2+ - (pierde e-)O2 + 4e- 2O2- Reducción semirreacción (gana e-) 2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e- 2Mg + O2 2MgO 4.4
    • Un trozo de zinc metálico se coloca en una disolución acuosa de CuSO4 Cuando se coloca un trozo de alambre de Cu en una disolución Los iones Cu2+ se convierten acuosa de AgNO3 los en átomos de Cu. Los átomos de zinc átomos Cu entran a la disolución entran a la disolución como iones de Zn2+ como iones Cu2+ y los iones Ag+ se convierten 4.4
    • Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s)Zn Zn2+ + 2e- Zn es oxidada Zn es el agente reductorCu2+ + 2e- Cu Cu2+ es reducido Cu2+ es el agente oxidante El alambre cobrizo reacciona con el nitrato de plata para formar el metal de plata. ¿Cuál es el agente oxidante en la reacción? Cu (s) + 2AgNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)Cu Cu2+ + 2e-Ag+ + 1e- Ag Ag+ es reducido Ag+ es el agente oxidante 4.4
    • Número de oxidaciónLa carga que tendría un átomo en una molécula (o un compuestoiónico) si los electrones fueran completamente transferidos. 1. Los elementos libres (estado no combinado) tiene un número de oxidación de cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 2. En los iones monoatómicos, el número 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 normalmente – 2. En H2O2 y O22- éste es –1. 4.4
    • 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está enlazado a metales en los compuestos binarios. En estos casos, su número de la oxidación es –1.5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre es –1.6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o ion es igual a la carga la neta del ion. HCO3- ¿Los números de O = -2 H = +1 oxidación de todos los elementos en HCO3- ? 3x(-2) + 1 + ? = -1 C = +4 4.4
    • IF7 ¿Los números de oxidación de todos los F = -1 elementos en lo siguiente? 7x(-1) + ? = 0 I = +7 K2Cr2O7 NaIO3Na = +1 O = -2 O = -2 K = +13x(-2) + 1 + ? = 0 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0 I = +5 Cr = +6 4.4
    • Tipos de reacciones de oxidación- reducciónReacción de combinación A+B C 0 0 +4 -2 S + O2 SO2Reacción de descomposición C A+B +1 +5 -2 +1 -1 0 2KClO3 2KCl + 3O2 4.4
    • Tipos de reacciones de oxidación- reducciónReacciones de desplazamiento A + BC AC + B 0 +1 +2 0Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2 Desplazamiento de+4 0 0 +2 hidrógenoTiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2 Desplazamiento de metal0 -1 -1 0Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2 Desplazamiento de halógeno 4.4
    • La serie de actividad de los metales Desplazan el hidrógeno del el hidrógeno delDesplazan el hidrógeno de los ácidos Reacción de desplazamiento Desplazan agua fría vapor de agua M + BC AC + B M es metal BC es ácido o H2O B is H2 Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2 4.4
    • Tipos de reacciones de oxidación- reducciónReacción de desproporciónEl elemento es simultáneamente oxidado y reducido. 0 +1 -1 Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O Química del cloro 4.4
    • Clasifique las reacciones siguientes:Ca2+ + CO32- CaCO3 PrecipitaciónNH3 + H+ NH4+ Ácido-BaseZn + 2HCl ZnCl2 + H2 Redox (H2 Desplazamiento)Ca + F2 CaF2 Redox (Combinación) 4.4
    • Estequiometría de las disolucionesLa concentración de una solución es la cantidad desoluto presente en una cantidad dada de disolvente odisolución . moles de soluto M = molaridad = litros de disolución ¿Qué masa de KI se requiere para producir 500 mL de una solución de 2.80 M de KI? M KI M KI volúmen KI moles KI gramos KI 1L 2.80 mol KI 166 g KI 500. mL x x x = 232 g KI 1000 mL 1 L soln 1 mol KI 4.5
    • Cómo preparar una disolución de molaridad conocida Marca que muestra Menisco el volumen conocido de la disolución 4.5
    • Dilución es el procedimiento que se sigue para prepararuna disolución menos concentrada a partir de una másconcentrada. Dilución Solvente adicionado Moles de soluto Moles de soluto antes de la dilución = después de la dilución (i) (f) MiVi = MfVf 4.5
    • ¿Cómo prepararía 60.0 mL de 0.2 M de HNO3 de una disolución existente de 4.00 M HNO3? MiVi = MfVfMi = 4.00 Mf = 0.200 Vf = 0.06 L Vi = ? L MfVf 0.200 x 0.06 Vi = = = 0.003 L = 3 mL Mi 4.003 mL de ácido + 57 mL de agua 60 mL de disolución = 4.5
    • Análisis gravimétrico1. Disuelva la sustancia desconocida en agua2. El reactivo desconocido con la sustancia conocida para formar un precipitado3. Filtre y seque el precipitado4. Pese el precipitado5. Use la fórmula química y masa del precipitado para determinar la cantidad de ion desconocido 4.6
    • Valoraciones En una valoración una disolución de concentración exactamente conocida se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete.Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa. Indicador: sustancia que cambia de color en (o cerca de) el punto de equivalencia. Despacio agregue la base al ácido desconocido hasta que el indicador cambie de color 4.7
    • ¿Qué volumen de una disolución de 1.420 M NaOH se requiere para valorar 25.00 mL de una disolución de 4.50 M H2SO4 ? ¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA! H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4 M rx Mvolumen ácido moles ácido moles base volumen base ácido coef. base 4.50 mol H2SO4 2 mol NaOH 1000 ml soln25.00 mL x x x = 158 mL 1000 mL soln 1 mol H2SO4 1.420 mol NaOH 4.7