Lección 3. Reacciones en disolución acuosa
• Concentraciones de soluto. Molaridad.
• Reacciones de Precipitación
Ecuaciones iónicas netas.
Estequiometría.
• Reacciones Ácido-Base.
Ácidos y bases fuertes y débiles
Ecuaciones para las reacciones ácido-base
Valoraciones ácido-base.
• Reacciones de oxidación-reducción.
Número de oxidación.
Ajuste de semiecuaciones
Ajuste de ecuaciones redox.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Concentraciones de soluto. Molaridad.
Una disolución es una mezcla homogénea de un soluto (sustancia disuelta)
distribuido en un disolvente (sustancia que produce la disolución). La
concentración de una disolución se puede expresar mediante una
magnitud denominada molaridad:
Molaridad (M) =
Preparación de una disolución:
3. Reacciones en disolución acuosa.
moles de soluto
litros de disolución
Concentraciones de soluto. Molaridad.
A partir de la concentración de una disolución es posible conocer otros
datos. Por ejemplo, sea una disolución de ácido clorhídrico, HCl, que
contiene 12 moles de HCl por litro de disolución. Es decir, [HCl] = 12 M.
a) Calcular cuantos moles de HCl hay en 25 mL de esta disolución.
nHCl = 25 mL disoluc x
1 L
x
1000 mL
12 mol HCl
1 L disoluc
= 0.3 mol de HCl
b) ¿Qué volumen (en mL) de ese HCl concentrado contiene 1 mol de HCl?
VHCl = 1 mol HCl x
1 L disoluc
12 mol HCl
3. Reacciones en disolución acuosa.
x
1000 mL
1 L
= 83.3 mL de HCl
Solutos iónicos.
Cuando un sólido iónico se disuelve en agua, los cationes y aniones se
separan, dando lugar a iones hidratados. Cuando se disuelve un soluto
molecular, las moléculas se integran en la disolución sin modificación:
NaCl(s)  Na+(ac) + Cl-(ac)
Disolución y solvatación
3. Reacciones en disolución acuosa.
CH3OH(l)  CH3OH(ac)
Solutos iónicos. Electrolitos fuertes y débiles
Los sólidos iónicos son electrolitos fuertes, pues están completamente
disociados en agua. No existen moléculas o agrupaciones moleculares,
sólo iones hidratados. Otras sustancias son electrolitos débiles, pues al
disolverse originan una mezcla de moléculas sin disociar y de iones
disociados.
Na2(CO3)(s)  2 Na+(ac) + CO32-(ac)
Electrolito fuerte (buen conductor)
CH3COOH(l)  CH3COO-(ac) + H+(ac)
Electrolito débil (mal conductor)
3. Reacciones en disolución acuosa.
Electrolito fuerte
Electrolito débil
Concentración de electrolitos
Los valores de la molaridad de un electrolito dependen de que sea
fuerte o no, y del número de iones que libera al disociarse. Así, para la
disolución de 0.75 moles de carbonato sódico en un litro de aguase
obtiene
Na2(CO3)(s)
2 Na+(ac)

0.75 mol/L
+
2 x 0.75 mol/L
0.75 M
1.5 M Na+
CO32-(ac)
0.75 mol/L
0.75 M CO32-
Y al disolver 1.25 mol de fosfato amónico en 0.75 L de agua, se obtendría
(NH4)3(PO4)(s)
1.25 mol/0.75 L
1.66 M
3. Reacciones en disolución acuosa.

3 NH4+(ac)
+
3 x 1.25 mol/0.75L
5 M Na+
PO43-(ac)
1.25mol/0.75 L
1.66 M PO43-
Reacciones de Precipitación
Cuando al mezclar dos disoluciones se forma un sólido insoluble, que
aparece en el medio de reacción, a la reacción se la denomina de
precipitación.
2 KI +
NO3-
Pb(NO3)2 
3. Reacciones en disolución acuosa.
PbI2(s) + 2 K+ + 2
Ecuación iónica neta
Se denomina así a la ecuación química que describe una reacción y en la
que sólo se representan los iones o compuestos que dan la reacción,
excluyéndose otros que no forma parte directa de la misma.
CaCl2(ac)
+
Na2CO3(ac) 
CaCO3(s) + 2NaCl(ac)
Los iones sodio y cloruro no participan en la reacción principal, siendo
meros espectadores. Por ello se pueden obviar en la ecuación iónica neta:
Ca2+(ac)
+
CO32-(ac) 
CaCO3(s)
Al ajustar una ecuación iónica neta no sólo debe tenerse en cuenta el
balance de átomos sino también el de cargas, que también debe ser igual
a ambos lados de la ecuación.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Estequiometría en reacciones de precipitación
Al mezclar dos disoluciones de hidróxido sódico y nitrato de hierro (III)
se forma un precipitado de color rojo. Calcular la masa de este sólido
cuando se mezclan 50 mL de NaOH 0.2 M y 30 mL de Fe(NO3)3 0.125 M.
Fe3+(ac)
n Fe(OH)3 = 0.03 L Fe(NO3)3 x
+
3OH-(ac) 
0.125 mol Fe(NO3)3
1 L Fe(NO3)3
x
Fe(OH)3 (s)
1 mol Fe3+
1 mol Fe(NO3)3
x
1 mol Fe(OH)3
1 mol Fe3+
= 3.75 x 10-3 mol Fe(OH)3
n Fe(OH)3 = 0.05 L NaOH x
0.2 mol NaOH
1 L NaOH
x
1 mol OH1 mol NaOH
x
1 mol Fe(OH)3
3 mol OH= 3.33 x 10-3 mol Fe(OH)3
3.33 x
10-3
mol Fe(OH)3 x
106 g Fe(OH)3
1 mol Fe(OH)3
3. Reacciones en disolución acuosa.
Reactivo limitante: OH= 0.356 g de Fe(OH)3
Reacciones ácido-base
Definición de Arrhenius de ácidos y bases
Ácido: cualquier sustancia que produzca iones hidrógeno en disolución acuosa:
HCl

H+ + ClBase: cualquier sustancia que produzca iones hidroxilo en disolución acuosa:
NaOH

Na+ + OH-
Si estas reacciones se dan de forma cuantitativa, entonces se denominan
ácidos y bases fuertes
Ionización (no habia iones al comienzo)
3. Reacciones en disolución acuosa.
Disociación (sí habia iones en el soluto)
Ácidos y Bases fuertes y débiles
Molaridad
Ácidos fuertes
(comercial)
Fórmula
nítrico
HNO3
16
clorhídrico
HCl
12
sulfúrico
H2SO4
18
hidróxido amónico
NH4OH
15
hidróxido sódico
NaOH
sólido
hidróxido potásico
KOH
sólido
Bases fuertes
Los ácidos y bases débiles se caracterizan por no estar completamente
disociados, por lo que en disolución existe una mezcla de tales sustancias en
su forma molecular y en su iones disociados.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Disociación de ácidos y bases
Transferencia de un protón desde un ácido a una molécula de agua.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Disociación de ácidos y bases
Reacciones ácido-base
Ácido fuerte-base fuerte (neutralización)
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H+ + OH-  H2O
Ácido débil-base fuerte (HF + NaOH)
1)
2)
HF
H+ + F-
H+ + OH-  H2O
HF + OH-  F- + H2O
Ácido fuerte-base débil (HCl + NH3)
1)
NH3 + H2O
2)
NH4+ + OH-
H+ + OH-  H2O
NH3 + HCl  NH4+ + Cl- + H2O
3. Reacciones en disolución acuosa.
Valoraciones ácido-base
Las reacciones ácido-base en
determinar la concentración
mediante una valoración, en la
una disolución estándar para
muestra.
disolución acuosa se pueden utilizar para
de una especie disuelta. Esto se hace
que se mide la cantidad que se precisa de
reaccionar con otra cantidad medida de
Vol inicial
20 mL de
disol de
ácido
pipeta
Vol final
Bureta
Disolución
estandar
de NaOH
20 mL de
disol de
ácido
3. Reacciones en disolución acuosa.
Disolución
neutralizada
Indicador
cambia de
color
Valoraciones ácido-base
En una valoración se necesitan 25.0 mL de NaOH 0.5 M, para que
reaccionen con una muestra de 15 mL de vinagre. Calcular la molaridad del
ácido acético de la muestra.
CH3COOH(ac) + OH-(ac) 
CH3COO-
(ac)
+ H2O
En el punto de equivalencia, el número de moles de ácido consumido debe
ser igual al de base añadida (estequiometría 1:1)
nacético = nOH- = 25 x 10-3 L 0.5 mol / L = 1.25 x 10-2mol
Como el volumen de acético era 15 mL, la concentración inicial era:
[CH3COOH] = 1.25 x 10-2mol /0.015 L = 0.833 M
3. Reacciones en disolución acuosa.
Reacciones de oxidación-reducción
Las reacciones que implican transferencia de electrones entre dos
especies se denominan reacciones de oxidación-reducción o redox.
Zn(s)  Zn2+ (ac) + 2e-
R. de oxidación
2H+ (ac) + 2e-  H2(g)
R. de reducción
Zn(s) + 2H+ (ac)  H2(g) + Zn2+ (ac)
reductor + oxidante
Las dos semireacciones tienen lugar de forma simultánea, sin que haya
cambio neto en el el número de electrones. Los electrones perdidos por
una especie son ganados por la otra.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Número de oxidación
El número de oxidación corresponde a un formalismo mediante el que se
asigna una carga a cada átomo en un compuesto, siendo muy útil para el
ajuste de ecuaciones redox. El número de oxidación se asigna a partir
de cuatro reglas:
1.
El número de oxidación de un elemento en su estado elemental es 0.
2.
El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga de ese ión.
3.
Ciertos elementos tienen el mismo número de oxidación en todos o casi
todos los compuestos: +1 para los alcalinos, +2 para alcalinoterreos, -1 para
el fluor, -2 para el oxígeno.
4.
La suma de los números e una especie neutra es cero, y el de un ión es igual
a la carga del ión.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Oxidación-reducción
La oxidación se define como un aumento en el número de oxidación de
una especie, mientras que la reducción se relaciona con una disminución
en dicho número de oxidación.
Zn(s) + 2H+ (ac)  H2(g) + Zn2+ (ac)
Número de oxidación
0
+1
0
+2
La ecuación anterior está ajustada. Sin embargo, en muchas ocasiones el
ajuste no es tan simple, para lo que es preciso seguir un método.
3. Reacciones en disolución acuosa.
Ajuste de reacciones oxidación-reducción
Fe2+(ac) + MnO4-(ac)  Fe3+(ac) + Mn2+(ac) (en disolución ácida)
1)
Dividir la ecuación en dos semiecuaciones:
Oxidación:
Fe2+(ac)  Fe3+(ac)
Reducción:
2)
MnO4-(ac)  Mn2+(ac)
Se ajusta la primera semiecuación:
Fe2+(ac) - e-  Fe3+(ac)
3)
Se ajusta la segunda semiecuación:
MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5e-  Mn2+(ac) + 4H2O
4)
Se multiplica la primera por cinco y se suman ambas:
MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5e-  Mn2+(ac) + 4H2O
5 [Fe2+(ac) - e-  Fe3+(ac)]
MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5 Fe2+(ac)  Mn2+(ac) + 4H2O + 5 Fe3+(ac)
3. Reacciones en disolución acuosa.
Ajuste de reacciones oxidación-reducción
Cl2(g) + Cr(OH)3(s)  Cl-(ac) + CrO42-(ac) (en disolución básica)
Reducción :
Cl2  Cl-
Oxidación : Cr(OH)3  CrO42-
3x
Cl2 + 2e-  2Cl-
2x
Cr(OH)3 + 5OH- - 3e-  CrO42- + 4H2O
3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10 OH-  2CrO42- + 8H2O + 3Cl-
3. Reacciones en disolución acuosa.
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Reacciones ácido-base - Colegio Lord Cochrane