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• Martino San Martin

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Capitulo 6: La química de las soluciones acuosas ! ! ! !

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 !

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) ! ! !

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

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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 !

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 ! !

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. 7 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 Ing. Virginia Estebané

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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 !

Ing. Virginia Estebané

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Acidos, bases y sales ! !

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 Ing. Virginia Estebané

SALES 10

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 !

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 Ing. Virginia Estebané

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Identificación de electrolitos fuertes y débiles 1.

2.

3.

4. 5.

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 Ing. Virginia Estebané

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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) Ing. Virginia Estebané

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Reglas básicas para designación de números de oxidación 1. 2. 3. 4. 5. 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 7. 8.

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 Ing. Virginia Estebané

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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 Ing. Virginia Estebané

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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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