Unidad 6

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6/8/2021
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Universidad Autónoma de Entre Ríos
Facultad de Ciencia y Tecnología
Cátedra de Introducción a la Química
Licenciatura en Criminalística
Disoluciones acuosas y 
reacciones
Cronograma tentativo 2021 (Comisión 2, 3 y 4)
Semana Clase de Teoría Resolución de 
Problemas
7/04/21 Presentación y Condiciones. Unidad 1: La Química y la Materia Unidad 1 
14/04/21 Unidad 2: Los elementos químicos y la Tabla Periódica Unidad 1 y 2 
21/04/21 Unidad 2: Los elementos químicos y la Tabla Periódica (formación y 
nomenclatura de compuestos inorgánicos)
Unidad 2 
28/04/21 Examen parcial 1: Unidad 1 y 2 (virtual). Unidad 3: Fórmulas y 
ecuaciones químicas. Leyes de la Química.
Unidad 3
05/05/21 Unidad 4: Estequiometría Unidad 4
12/05/21 Semana de exámenes finales (suspensión de clases)
19/05/21 Unidad 4: Estequiometría 
Unidad 5: Propiedades generales de las disoluciones acuosas
Unidad 4
Unidad 5
26/05/21 Unidad 5: Propiedades generales de las disoluciones acuosas Unidad 5
02/06/21 Unidad 5: Propiedades generales de las disoluciones acuosas Unidad 
6: Tipos de reacciones en disolución acuosa
Unidad 5
Unidad 6 
09/06/21 Unidad 6: Tipos de reacciones en disolución acuosa Unidad 6 
16/06/21 Examen parcial 2: Unidad 3, 4, 5 y 6 (virtual). 
23/06/21 RECUPERATORIO parcial 1 o parcial 2 (virtual) 25/06 Fin 1er 
Cuatrimestre
Miércoles 7 de 
julio
Examen final Introducción a la Química (virtual)
Miércoles 4 de 
agosto
Examen final Introducción a la Química (virtual)
Reconocer una solución como un sistema homogéneo 
constituido por al menos dos componentes, soluto y solvente.
Conocer la clasificación de las soluciones.
Expresar y poder calcular correctamente su concentración.
Reconocer los tipos de reacciones que pueden ocurrir en 
solución acuosa.
Conocer aplicaciones de las reacciones de precipitación, ácido-
base y redox para la determinación de sustancias conocidas de 
la vida diaria.
Objetivos.
Bloque temático IV: Disoluciones acuosas y reacciones.
✔ Reacciones de precipitación. Ecuaciones moleculares y 
ecuaciones iónicas.
✔ Reacciones ácido base. Propiedades generales de ácidos y 
bases. Neutralización ácido base.
✔ Reacciones de óxido reducción. Agentes oxidantes y 
reductores. Número de oxidación. Tipos de reacciones redox: 
combinación, descomposición, desplazamiento, desproporción.
Ejemplos y aplicaciones. Ejercicios y problemas. 
Unidad 6: Tipos de reacciones en disolución acuosa.
Reacciones de precipitación.
Ecuaciones moleculares y ecuaciones 
iónicas.
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Reacciones de precipitación. 
Ecuaciones moleculares y ecuaciones iónicas. 
http://www.sanbuenaventura.org/fq/fq012015.jpg
Estas reacciones tienen lugar al combinar 
determinados aniones y cationes. Como 
producto de la reacción se genera un 
sólido iónico insoluble llamado precipitado.
Laboratorio
Identificación de 
iones presentes en 
una solución. 
Análisis químico 
cualitativo.
Industria
Obtención de 
numerosos 
compuestos 
químicos. (Mg2+ del 
agua de mar como 
Mg(OH)2)
Pb(NO3)2(aq) + 2 NaI(aq) PbI2(s) + 2 NaNO3(aq) Ecuación
Molecular
Pb2+(aq)+2NO3-(aq)+2Na+(aq)+2I-(aq) PbI2(s)+2Na+(aq)+2NO3-(aq)
Ecuación 
Iónica
Pb2+(aq)+ 2 I-(aq) PbI2(s) Ecuación Iónica Neta
¿Cómo se puede predecir la formación de un precipitado al 
hacer reaccionar dos compuestos químicos?. 
Reglas de solubilidad de compuestos iónicos
Compuestos Solubles Excepciones
✔Compuestos que contengan iones de 
metales alcalinos (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+) y 
el ión amonio (NH4
+) 
✔Nitratos (NO3
-), Bicarbonatos (HCO3
-
) Acetatos (CH3COO
-) y Cloratos (ClO3
-)
✔Halogenuros (Cl-, Br-, I-)
✔Sulfatos (SO4
2-)
✔Halogenuros de Ag+, Hg2
2+ y Pb2+
✔Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Hg2+ y Pb2+
Compuestos Insolubles Excepciones
✔Carbonatos (CO3
2-), Fosfatos (PO4
3-), 
Cromatos (CrO4
2-)y Sulfuros (S2-)
✔Hidróxidos (OH-)
✔Compuestos que contengan iones de 
metales alcalinos y el ión amonio (NH4
+)
✔Compuestos que contengan iones de 
metales alcalinos y el ión Bario (Ba2+)
Química, 7ma edición, Chang R. et al.
Reacciones ácido base.
Propiedades generales de ácidos y bases. 
Neutralización ácido base.
Reacciones ácido base. Propiedades generales de ácidos y bases. 
Neutralización ácido base.
Nombre Fórmula Presente en
Ácidos
Ácido acético HC2H3O2 Vinagre
Ácido acetilsalicílico HC9H7O4 Aspirina
Ácido ascórbico H2C6H6O6 Vitamina C
Ácido cítrico H3C6H5O7 Jugo de limón y de otros cítricos
Ácido clorhídrico HCl Jugos gástricos 
(líquidos digestivos del estómago)
Ácido sulfúrico H2SO4 Pilas y baterías
Bases o Álcalis
Amoníaco NH3 Limpiadores domésticos
(solución acuosa)
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 Cal apagada 
(utilizada en construcción)
Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Lechada de magnesio
(antiácido y laxante)
Hidróxido de potasio KOH Jabón suave
Hidróxido de sodio NaOH Limpiadores de tuberías y hornos
Química General, 8va edición, Petrucci R. H. et al.
Ácidos
✔ Sabor agrio (acético y cítrico).
✔ Reaccionan con metales como Mg, Zn, Fe 
para formar H2(g).
✔ Cambian de azul a rojo el color del papel 
tornasol.
✔ Reaccionan con carbonatos y 
bicarbonatos para dar CO2(g).
✔ Las soluciones acuosas de los ácidos 
conducen la corriente eléctrica. 
Bases o Álcalis
✔ Sabor amargo.
✔ Al tacto son resbaladizas.
✔ Cambian de rojo a azul el color del papel 
tornasol.
✔ Las soluciones acuosas de las bases 
conducen la corriente eléctrica.
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Svante Arrhenius (1859-1927)
Qco sueco Nobel 1903.
Ácido: sustancia que se ioniza en agua para liberar iones H+
Bases: sustancia que se ioniza en agua para liberar iones OH-
Limitación
Johannes Brønsted (1879-1947)
Qco danés.
Ácido: sustancia que puede donar H+
Bases: sustancia que puede aceptar H+
Ventaja: no requiere que
estén en solución acuosa
Las reacciones ácido-base son aquellas donde hay transferencia de H+
Sustancias Neutras [H+] = [OH-] pH = 7
Las sustancias y su relación con el pH.
Sustancias Ácidas [H+] > [OH-] pH entre 0 y 7
Sustancias Básicas [H+] < [OH-] pH entre 7 y 14
[H+] 
[OH-] 
[H+]=[OH-]
Neutralización ácido base.
Es la reacción entre un ácido y una base para formar sal y agua
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
Iniciando la reacción con cantidades molares iguales de ácido y de 
base, al final de la reacción se obtendría únicamente sal y no habría 
ácido o base remanentes. Esta es una característica de las reacciones 
de neutralización ácido-base.
Reacciones de óxido reducción.
Agentes oxidantes y reductores.
Número de oxidación.
Tipos de reacciones redox: combinación, 
descomposición, desplazamiento, desproporción.
Formación de óxido de calcio (compuesto iónico formado por cationes Ca2+ y aniones O2-).
2 Ca(s) + O2(g) 2 CaO(s)
2 Ca(s) 2 Ca2+ + 4 e- Semirreacción de oxidación, hay pérdida de 
electrones
O2(g) + 4 e- 2 O2- Semirreacción de reducción, hay ganancia de 
electrones
Reacciones de óxido reducción. Agentes oxidantes y reductores.
Las reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox se 
caracterizan por la transferencia de electrones
2 Ca(s) +O2(g) + 4 e- 2 Ca2+ + 2 O2- + 4 e- Reacción Global
2 Ca(s) + O2(g) 2 CaO(s)
Las sustancias oxidantes se reducen y 
oxidan a una sustancia reductora
0 0
+2 -2
Elemento pierde e- Elemento gana e-
Aumenta su nº de oxidación Disminuye su nº de oxidación
Se Oxida 
2 Ca(s) 2 Ca2+ + 4 e-
Se Reduce 
O2(g) + 4 e- 2 O2-
Agente Oxidante Agente Reductor 
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Número de oxidación.
El número de oxidación (estado de oxidación) de un 
átomo es el número de cargas que tendría el átomo en 
una molécula o compuesto iónico, si los electrones 
fueran transferidos completamente
Compuestos Covalentes
o Moleculares
HCl (no metal+no metal)
Compuestos MetálicosCompuestos iónicos
CaO (metal+no metal)
0 0 (+1) (-1)
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)
Reglas para asignar número de oxidación.
Las sustanciassimples o elementos libres tienen número de oxidación 
cero (H2, Br2, Na, K, O4, P4, S8)
En los iones monoatómicos el número de oxidación es la carga del ión 
(Na+ (+1), Ca2+ (+2), Al3+ (+3), I- (-1), S2- (-2) etc.)
Metales alcalinos (+1), Metales alcalinotérreos (+2) y Al (+3)
El número de oxidación del oxígeno es (-2), excepto en H2O2 y en el ión 
peróxido O22- que es (-1).
El flúor es (-1) en todos sus compuestos. Cl, Br y I tienen número de 
oxidación negativo al formar halogenuros pero unidos al oxígeno en 
oxoácidos u oxoaniones poseen números de oxidación positivos.
La suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula 
neutra debe ser cero y en un ión será igual a la carga del mismo. H2O 
2(+1)+(-2)=0
El número de oxidación del hidrógeno es (+1), excepto en compuestos 
binarios metálicos como LiH y CaH2 donde es (-1).
Tipos de reacciones redox:
combinación, descomposición, desplazamiento, desproporción.
0 0 +4 -2
S(s) + O2(g) SO2(g)Reacción de Combinación A + B C
Reacción de Descomposición D E + F
Reacción de Desplazamiento A + BC AC + B
+1 -1 +1 -2 0
2H2O2(aq) 2H2O(aq) + O2(g)
+2 -2 0 0
2 HgO(s) 2 Hg(l) + O2(g)
0 +1 -2 +3 -2 0
2 Al(s) + 3H2O(g) Al2O3(s) + 3H2(g)
Reacción de Desproporción
(Un mismo elemento se oxida
y se reduce al mismo tiempo)
D E + F
Ejercicios y Problemas
Muchas Gracias por su atención