UNIDAD 6 Estequiometria y soluciones

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CAPITULO 4: REACCIONES EN DISOLUCION ACUOSA 
Se estudiaran los tres principales grupos de reacciones que se efectúan en disoluciones acuosas: 
reacciones de precipitación, reacciones acido-base y reacciones redox. 
 
Propiedades generales de las disoluciones acuosas 
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en 
menor cantidad y, el disolvente, es la que se encuentra en mayor cantidad. 
Una disolución puede ser gaseosa (como le aire), solida (como una aleación) o liquida (agua de mar). Aquí 
solo veremos las disoluciones acuosas, en las que el soluto inicialmente es un sólido o un líquido y el 
disolvente es agua. 
 
 Reacciones de precipitación 
La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la 
formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de 
la disolución. En las reacciones de precipitación por lo general participan compuestos iónicos. 
 
Solubilidad: se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de 
sustancia a una temperatura especifica. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente 
una cantidad suficiente cuando se agrega agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente 
soluble o insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, no todos tienen la 
misma solubilidad. 
 
Ecuaciones moleculares e iónicas: las ecuaciones moleculares escribe las fórmulas de los compuestos 
como si todas las especies existieran como moléculas o entidades completas. Sin embargo, esta ecuación 
no describe con exactitud lo que realmente está sucediendo a nivel macroscópico. 
Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se separan por completo en los cationes y aniones 
que los componen. Por ello para que las ecuaciones se apeguen más a la realidad, se deberán indicar la 
disociación de los compuestos iónicos en sus iones. 
 
 
 Reacciones Acido- Base 
La química de ácidos y bases es importante en los procesos industriales y es fundamental en los sistemas 
biológicos. Antes de estudiar este tipo de reacciones, es necesario conocer las propiedades de los ácidos y 
las bases. 
 
Propiedades generales: Según Arrenhius los ácidos son aquellas sustancias que se ionizan en agua para 
formar iones H+ y las bases son aquellas sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH-. 
Ácidos: 
 Tienen sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su sabor al ácido acético y los limones y otros cítricos 
contienen ácido cítrico. 
 Los ácidos cambian de color en los pigmentos vegetales, por ejemplo cambian el color del papel 
tornasol de azul a rojo. 
 Reaccionan con algunos metales para producir hidrogeno (H2) gaseoso. 
 Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono gaseoso. 
Bases: 
 Las bases tienen sabor amargo 
 Las bases se sienten resbaladizas, por ejemplo los jabones, que contienen bases, muestran esta 
propiedad. 
 Cambian el color en los colorantes vegetales; por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de rojo 
a azul. 
 Las disoluciones de las bases conducen la electricidad. 
 
Ácidos y bases de Bronsted: las definiciones de Arrenhius de ácidos y bases son limitadas en el sentido 
que solo se aplican a disoluciones acuosas. En 1932, el químico danés Bronsted, propuso una definición 
más amplia de ácidos y bases que no requiere que estén en disolución acuosa. 
Un ácido de Bronsted es un donador de protones, y una base de Bronsted es un aceptor de protones. 
El ácido clorhídrico es un ácido de Bronsted puesto que dona un protón al agua: 
HCl (ac) H+(ac) + Cl-(ac) 
El ion H+ es un átomo de hidrogeno que perdió su electrón, es decir, es únicamente un protón. Esta 
partícula cargada es tan pequeña que no puede existir como una entidad aislada en una disolución acuosa 
debido a su fuerte atracción por el polo negativo del H2O. Por consiguiente, el protón existe en forma 
hidratada. Así la ionización del ácido clorhídrico deberá escribirse como: 
HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac) 
El protón hidratado H3O+, se denomina ion hidronio. Esta ecuación muestra una reacción en la cual el 
ácido de Bronsted (HCl) dona un protón a la base de Bronsted (H2O). 
Entre los ácidos comúnmente utilizados en el laboratorio se encuentran el ácido clorhídrico (HCl), el 
ácido nítrico (HNO3), el ácido acético (CH3COOH), el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido fosfórico (H3PO4). 
Los tres primeros son ácidos monoproticos, es decir, cada unidad de ácido libera un ion hidrogeno tras la 
ionización. 
 
El ácido acético es un electrolito débil debido a que su ionización es incompleta (observe la doble flecha). 
Por otro lado, el HCl y el HNO3 son ácidos fuertes porque son electrolitos fuertes, por lo que se ionizan 
completamente en disolución (flechas sencillas). 
El ácido sulfúrico (H2SO4) es un ácido diprotico porque cada unidad del acido produce dos H+ en dos 
etapas 
 
En el caso de las bases, se muestra que el hidróxido de sodio (NaOH) y el hidróxido de bario Ba(OH)2 son 
electrolitos fuertes. Esto significa que en disolución está completamente ionizado: 
 
El ion OH- puede aceptar un protón de la siguiente forma: 
 
Por lo tanto el ion OH- es una base de Bronsted 
El amoniaco se clasifica como una base de Bronsted porque puede aceptar un ion H+. ademas el amoniaco 
es un electrolito debil (y, por tanto una base debil) porque solo una pequeña fraccion de las moleculas de 
NH3 disueltas reacciona con agua para formar los iones NH4+ y OH-. 
La base fuerte que mas se utiliza en el laboratorio es el NaOH. Es barato y soluble. La base debil que mas 
se utiliza en el laboratorio es la disolucion acuosa de amoniaco. 
 
Neutralizacion Acido- Base: una reaccion de neutralizacion es una reaccion entre un acido y una base. 
Generalmente, en las reacciones acuosas acido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto ionico 
formado por un cation distinto del H+ y un anion distinto del OH- u O2-. 
Todas las sales son electrolitos fuertes. La sustancia que se conoce como sal de mesa, NaCl, es un ejemplo 
familiar de una sal. Es el producto de la reaccion acido-base: 
 
 
 Reacciones de Oxido- Reducción: mientras que las reacciones acido-base se caracterizan por un 
proceso de transferencia de protones, las reacciones oxido-reducción se consideran como reacciones de 
transferencia de electrones. 
Muchas reacciones redox se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox se 
lleven a cabo en medio acuoso. Considere, por ejemplo, la formación del óxido de calcio (CaO) a partir de 
calcio y oxígeno. 
 
El óxido de calcio (CaO) es un compuesto iónico formado por iones Ca2+ y O2-. En esta reacción dos 
átomos de Ca ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de O (en el O2). Por conveniencia este 
proceso se visualiza en dos etapas, una implica la perdida de cuatro electrones por los dos átomos de Ca, 
y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de O2. 
 2Ca 2Ca2+ + 4e- 
O2 + 4e- 2O2- 
Cada una de las etapas se denomina semirreacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos 
en la reacción redox. La suma de las semirreacciones produce la reacción global: 
 2Ca + O2 + 4e- 2Ca2+ +2O2- + 4e- 
O, si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación, 
 2Ca + O2 2Ca2+ +2O2- 
Por ultimo, los iones Ca2+ y O2- se combinan para formar el CaO 
2Ca2+ +2O2- CaO 
 
El término de reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la perdida de electrones. 
La reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones. En la formación 
de óxido de calcio, el calcio se oxida.Se dice que actúa como agente reductor que dona electrones al 
oxígeno y hace que se reduzca. El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta 
electrones del calcio y hace que este se oxide. Observe que la magnitud de la oxidación en una reacción 
redox debe ser igual a la magnitud de la reducción, es decir, el número de electrones que pierde un 
agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante. 
 
Números o estados de oxidación 
El número o estado de oxidación está relacionado con el número de electrones que un átomo pierde, 
gana o utiliza para unirse a otros en un enlace químico. Es muy útil para escribir formulas químicas. Los 
números de oxidación poseen un valor y un signo, pero solamente en los compuestos iónicos ese signo 
indica transferencia completa de electrones, en los compuestos moleculares sólo indica los electrones 
que se comparten y el signo depende de la electronegatividad de los átomos en el enlace. 
Algunas reglas para asignar números de oxidación 
1. El número de oxidación de un átomo en su forma elemental siempre es cero. Ejemplo: Cl2, N° de 
oxidación 0; Cu, N° de oxidación 0. 
2. El número de oxidación de cualquier ión monoatómico es igual a su carga. Ejemplo: K+ tiene un 
número de oxidación de +1, S2- tiene un estado de oxidación de -2, etc. Los iones de metales del grupo 1 
siempre tienen carga +1, por lo que siempre tienen un número de oxidación de +1 en sus compuestos. 
De manera análoga, los metales del grupo 2 siempre son +2 en sus compuestos, y el aluminio (grupo 3) 
siempre es +3 en sus compuestos. 
3. El número de oxidación del oxígeno normalmente es -2 en compuestos tanto iónicos como 
moleculares. La principal excepción son los compuestos llamados peróxidos, que contienen el ión O22-, 
donde cada átomo de oxígeno tiene un número de oxidación de -1. 
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 cuando se combina con no metales (hidruros no 
metálicos), y -1 cuando se combina con metales (hidruros metálicos). 
5. El número de oxidación del flúor es -1 en todos sus compuestos. Los demás halógenos tienen un 
número de oxidación de -1 en la mayor parte de sus compuestos binarios, pero cuando se combinan con 
oxígeno tienen estados de oxidación positivos. 
6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro es cero. La suma 
de los números de oxidación en un ión poliatómico es igual a la carga del ion. 
 
Tipos de reacciones Redox 
A. Reacciones de síntesis o de combinación 
En estas reacciones dos o más elementos o compuestos se unen para formar un producto, o lo que es lo 
mismo, para sintetizar una nueva sustancia. Por ejemplo el azufre se combina con el oxígeno para dar 
dióxido de azufre. 
S (g) O2 (g) SO2 (g) 
 
B. Reacciones de descomposición 
En una reacción de descomposición, se obtienen dos o más sustancias diferentes a partir de una 
sustancia dada. Cuando el óxido de mercurio (II) se calienta, los productos son mercurio y oxígeno: 
 2 HgO (s) 2Hg (l) +O2 (g) 
 
C. Reacciones de combustión 
En las reacciones de combustión se necesita oxígeno y con frecuencia la reacción produce un óxido, agua 
y calor. Quemar leña en un hogar o gasolina en el motor de un coche son ejemplos de este tipo de 
reacciones. 
El gas metano reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono y agua. El calor producido por 
esta reacción cocina nuestros alimentos y calienta nuestras casas. 
CH4(g) + O2(g) CO2(g)+ H2O(l) 
 
D. Reacciones de sustitución 
En estas reacciones los elementos en los compuestos se sustituyen por otros elementos. Hay dos tipos: 
reacciones de sustitución simple o única en donde un elemento no combinado toma el lugar de un 
elemento en un compuesto. Un ejemplo de este tipo de reacción ocurre cuando el hidrógeno de un ácido 
se sustituye por un metal reactivo: 
Zn(s) + HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g) 
 
Reacciones de sustitución doble en las cuales los iones en los compuestos que reaccionan cambian de 
posición y generan nuevos compuestos. 
Na2SO4(ac) + BaCl2(ac) BaSO4(ac) + 2NaCl(ac) 
 
E. Reacción de neutralización: un ácido (que contiene H+) se neutraliza con una base o hidróxido (que 
contiene OH-) para producir la sal correspondiente y agua. 
NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l) 
 
Concentración de Soluciones 
La preparación y el empleo de soluciones de concentración conocida, constituye una práctica habitual en 
el laboratorio y en la industria química. Además para estudiar la estequiometria en disoluciones, es 
necesario conocer la cantidad de los reactivos presentes en una disolución y saber controlar las 
cantidades utilizadas de reactivos para llevar a cabo una reacción en disolución acuosa. 
Se denomina concentración a la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución o solvente. 
Las concentraciones de las soluciones pueden expresarse de varias maneras y cada una de ellas tiene sus 
ventajas para aplicaciones específicas. En general se expresan: 
 
a) Cualitativamente: frecuentemente se usan los terminos diluida o concentrada para indicar que la 
cantidad relativa de soluto es muy pequeña o muy elevada, respectivamente, con respecto a la 
cantidad de disolvente o de solucion. 
Antes de dfinir los tipos de soluciones definiremos solubilidad. La solubilidad se define como la cantidad 
de gramo de soluto que satura cien gramos de disolvente a una determinada temperatura. 
Solucion Saturada: la capacidad de un solvente para incorporar un soluto tiene, en general, un limite. Se 
dice que una solución es saturada cuando el solvente ha incorporado la máxima cantidad posible de 
soluto. La cantidad de soluto con la cual se alcanza la saturación de un determinado volumen de solvente, 
varia con la clase de soluto, y para un determinado soluto, varía con la temperatura. 
Las soluciones que contienen menor cantidad de soluto de la que podrían admitir, se denominan 
insaturada. En ciertas condiciones (por ejemplo, aumentando la temperatura), es posible incorporar 
más soluto que el correspondiente al límite de saturación; se dice entonces que la solución es 
sobresaturada. Estas soluciones son inestables, pues el exceso de soluto tiende a separarse como 
precipitado. 
Los términos saturadas e insaturadas no están relacionados con los términos concentradas y diluidas; ya 
que los conceptos de saturación e instauración dependen de la solubilidad del soluto en cuestión, 
mientras que los conceptos diluido y concentrado dependen de la cantidad de soluto con respecto al 
disolvente o a la solución. 
 
b) Cuantitativamente: la expresión de la concentración en forma cuantitativa hace uso de : 
- Unidades Físicas 
1- Porcentual peso en peso: “gramos de soluto puro en 100 gramos de solución” o gramos de 
soluto puro en 100 gramos de disolvente”. 
%p/p de solución o %p/p de disolvente 
 
2- Porcentual volumen en volumen: “mililitro se soluto puro en 100 mililitros de solución” o 
“mililitros de soluto puro en 100 mililitros de disolvente”. 
 %v/v de solución o %v/v de disolvente 
3- Porcentual peso en volumen: “ gramos de soluto puro en 100 mililitros de solución” o “gramos 
de soluto puro en 100 mililitros de disolvente” 
%p/v de solución 
 
- Unidades Químicas 
A) Normalidad (N): se define como el “número de equivalentes de soluto por litro de solución” 
 
 N= 
 
 
 (1) 
 
 Siendo el nº de equivalentes: nº de Eq= 
 
 
 (2) 
 
 Reemplazando (2) en (1) 
 
 N= 
 
 
 
 
 Calculo del Peso Equivalente 
 Hidruros Peq= 
 
 
 
 
 Óxidos Peq= 
 
 
 
 
 Ácidos Peq= 
 
 
 
 Bases Peq= Sales neutras Peq= 
 
 
 
 
%p/v de disolvente 
B) Molaridad (M): se define como “el número de moles de soluto puro por litro de solución”. 
 
M= 
 
 
 (1) 
 
n= 
 
 
 (2) 
 
Reemplazando (2) en (1): M=
 
 
 
 
C) Molalidad (m): se define como el” número de moles de soluto en 1 kilogramo de disolvente” 
 
 m= 
 
 
 
 
Dilución de disoluciones: la dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos 
concentrada a partir de una más concentrada. 
Suponga que se desea preparar 1 L de una disolución de KMnO4 0.4 M a partir de una disolución de 
KMnO4 1 M. para ello se necesitan 0.4 moles de KMnO4. 
Puesto que hay 1 moles de KMnO4 en 1 L (o 1000mL) de una disolución 1M, en 0.4 x 1000mL o 400 mL de 
la misma disolución habrá 0.4 moles de KMnO4. 
Al efectuar un proceso de dilución conviene recordar que al agregar más disolvente a una cantidad dada 
de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles 
de soluto presente en la disolución. Es decir: 
 
Moles de soluto antes de la dilución= moles después de la dilución 
 
moles de soluto/L de solución x volumen de solución( en litros)= moles de soluto 
 M V 
Como todo el soluto proviene de la disolución concentrada origina, se concluye que: 
 MiVi = MfVf 
Donde Mi y Mf son las concentraciones molares de la disolución inicial y final, y Vi y Vf los volúmenes 
respectivos de la disolución inicial y final. Para verificar que los resultados sean razonables, se debe 
asegurar que tanto Mi como Vi sean mayores que Mf y Vf. 
 
COMPARACION ENTRE LAS UNIDADES DE CONCENTRACION 
La elección de una unidad de concentración depende del propósito del experimento. Por ejemplo la 
ventaja de la molaridad radica en que, por lo general, es más fácil medir el volumen de una disolución, 
utilizando matraces volumétricos calibrados con precisión, que pesar el disolvente. Por esta razón, en 
general se prefiere la molaridad sobre la molalidad. Por otra parte, la molalidad es independiente de la 
temperatura, ya que la concentración se expresa en número de moles de soluto y masa de disolvente. La 
dependencia de la concentración con la temperatura puede afectar de manera significativa la exactitud de 
un experimento. Por tanto, en algunas ocasiones es preferible utilizar molalidad en lugar de molaridad. 
Más aún, como se define en términos de relación de masa de soluto y masa de disolución, no es necesario 
conocer la masa molar del soluto para calcular el porcentaje en masa. 
Algunas veces es necesario convertir una unidad de concentración de una disolución en otra; por 
ejemplo, cuando se emplea la misma disolución en diferentes experimentos que requieren diferentes 
unidades de concentración para los cálculos. 
EJEMPLO: La densidad de una disolución acuosa de metanol (CH30H) 2.45 M es 0.976 g/mL. ¿Cuál es la 
molalidad de la disolución? La masa molar del metanol es 32.04 g. Para calcular la molalidad es necesario 
conocer el número de moles de metanol en 1 kg de disolvente. Esto puede hacerse en dos etapas. 
Primero, se calcula la masa de disolvente en 1 L de la disolución. La masa total de 1 L de una disolución de 
metanol 2,45 M es