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SOLUCIONES ACUOSAS Las sustancias solubles en agua se pueden clasificar en dos grupos: electrolito y no-electrolito. Electrolito es una sustancia que cuando se disuelve en agua tiene la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Un no-electrolito es una sustancia que cuando se disuelve en agua no es conductora de la corriente eléctrica. Los electrolitos pueden ser fuertes (buen conductor) o débiles (conductor muy pobre. Un electrolito fuerte es una sustancia que en solución acuosa existen completamente como iones. Casi todas las sustancias iónicas que se disuelven en agua son electrolitos fuertes

Un electrolito débil es una sustancia que se disuelve en agua para dar una cantidad pequeña de iones.

La molécula d e amoníaco reacciona con el agua para dar los iones de amonio e hidróxido. Sin embargo estos iones reaccionan uno con otro para volver a dar la molécula de agua y de amoniaco. La doble flecha significa que la reacción se produce en ambas direcciones y que la reacción hacia la derecha no es completa

NaCl (s) + H2O (l) Na+ (ac) + Cl- (ac)

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

amoniaco agua amonio hidróxido

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Ecuaciones Moleculares y Ecuaciones Iónicas Las reacciones químicas se pueden representar por ecuaciones moleculares, ecuaciones iónicas completas y por ecuaciones iónicas netas. La ecuación molecular es una ecuación química en la cual los reactivos y productos se escriben con su fórmula completa (molecular). En la ecuación iónica completa se representa cada sustancia en su forma predominante en la reacción. Los electrolitos fuertes se representan como iones separados en solución. Un electrolito débil se representa con su fórmula completa. Si la sustancia es un compuesto iónico soluble se representa con su fórmula completa. Ion espectador es un ion de una ecuación iónica que no forma parte de la reacción La ecuación iónica neta es aquella en la que se han cancelado los iones espectadores. Únicamente se indican las especies que reaccionan. Esta ecuación se obtiene eliminando los iones espectadores de la ecuación iónica total. Tienen la ventaja que permiten dedicar atención a los cambios químicos que ocurren en realidad.

Ejemplo: Cuando se añade cobre metálico a una solución de nitrato de sodio (incoloro), el metal más activo (cobre) desplaza a los iones de plata de la solución. La solución resultante contiene nitrato de cobre (II) azul y plata metálica en forma de sólido finamente dividido.

La ecuación molecular es: Según las reglas de solubilidad el nitrato de plata y el nitrato de cobre son compuestos iónicos solubles. La ecuación iónica total es :

2 Ag NO3 (ac) + Cu (s) 2 Ag (s) + CuNO3 (ac)

2Ag+ (ac) + 2 NO3

- (ac) + Cu (s) 2 Ag (s) + Cu2+ (ac) + 2NO3- (ac)

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La ionización completa de un electrolito fuerte se indica mediante una sola flecha. La notación (ac) después de los iones indica que están hidratados en solución acuosa, es decir interaccionan con moléculas de agua en solución.

Al examinar la ecuación iónica total se observa que los iones NO3

- no participan en la reacción, y el NO3

- es el ion espectador . La ecuación iónica neta es :

Ácidos El cloruro de hidrógeno puro HCl es un compuesto covalente polar, gaseoso a temperatura ambiente y a presión atmosférica. Al disolverse en agua reacciona casi 100% para producir una solución que contiene iones hidrógeno e iones cloruro: Por eso el HCl (ac) es un ácido fuerte. La especie que se ha representado como H+ (ac) también se representa como H3O+ o (H (H2O)+ ( para indicar hidratación). Los ácidos débiles se ionizan levemente (por lo general menos del 5%) en solución acuosa diluida. Por lo general en las fórmulas de los ácidos inorgánicos se escribe primero el hidrógeno. Los ácidos orgánicos se reconocen a menudo por la presencia del grupo -COOH en la fórmula.

2Ag+ (ac) + Cu (s) 2 Ag (s) + Cu2+ (ac)

HCl (g) + H2O (l) H+ (ac) + Cl- (ac)

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La ecuación para la ionización del ácido acético CH3COOH es agua es representativa de los ácidos débiles Los ácidos inorgánicos pueden ser débiles o fuertes; la mayoría de los ácidos orgánicos son débiles. Bases fuertes solubles, bases insolubles y bases dé biles La mayoría de las bases comunes son hidróxidos metálicos iónicos y suelen ser insolubles en agua. Las bases fuertes solubles son solubles en agua y se disocian totalmente en solución acuosa diluida. Las más comunes son hidróxidos de metales del grupo IA y los elementos más pesados del grupo IIA. La ecuación para la disociación del hidróxido de sodio en agua es representativa, es posible escribir ecuaciones similares para otras bases fuertes solubles.

Otros metales forman hidróxidos iónicos, pero estos son tan poco solubles en agua que no pueden producir soluciones fuertemente básicas. Se llaman bases insolubles. Las bases débiles como el amoníaco NH3 son sustancias covalentes muy solubles en agua pero sólo se ionizan levemente, en ocasiones se llaman bases moleculares

CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac) (reversible)

NaOH (s) + H2O Na+ (ac) +OH

- (ac)

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac) (reversible)

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Reglas de solubilidad de los compuestos en agua

Sustancias Insolubles Excepciones Hidróxidos OH - Grupo I A, NH4

+, de los metales del grupo II A, Ca2+, Sr2+, Ba2+ son ligeramente solubles

Sulfuros S 2- Grupo I A, NH4+, de los metales del

grupo II A, son solubles Ca2+, Sr2+, Ba2+ son ligeramente solubles

Carbonatos CO 3 2- Grupo I A, NH4+, son solubles

Fosfatos PO 43- Grupo I A, NH4

+, son solubles

Sustancias Solubles Excepciones que son insolubles

1. Ácidos inorg ánicos 2. Ácidos orgánicos de bajo peso

molecular

3. Compuestos de los elementos del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs)

4. Nitratos NO 31-

5. Cloratos ClO 31-

6. Percloratos ClO 41-

7. Acetatos CH 3COO1-

8. Cloruros Cl - 9. Yoduros I - 10. Bromuros Br -

Ag1+, Hg2 2+, Pb 2+

11. Sulfatos SO 42- Sr2+, Ba2+ , Pb2+, Hg2

2+

CaSO4 es poco soluble 12. Cianuros CN - 13. Tio cianuros SCN -

Ag1+ , Hg1+ , Pb2+

14. Compuesto del NH 4+ (amonio)

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COMO DETERMINAR SI UNA SUSTANCIA SE DEBE ESCRIBIR E N FORMA IONICA EN LA ECUACIÓN IÓNICA. En general hay que responder a ciertas preguntas acerca de las sustancias para determinar si deben escribirse en forma iónica en la ecuación iónica. 1. ¿La sustancia es soluble en agua?

2. En caso de que sea soluble, ¿se encuentra altamente ionizada o disociada en agua? Si ambas respuestas son afirmativas, la sustancia es un electrolito fuerte soluble y su fórmula se representa en forma iónica. Si alguna respuesta es negativa, la fórmula se escribe como si la sustancia existiese principalmente en forma de molecular. Para contestar estas preguntas es necesario conocer la lista de: ácidos fuertes, bases fuertes solubles, las reglas de solubilidad. Ácidos

fuertes Ácidos Débiles

Bases fuertes solubles

Bases Insolubles

Bases débiles

Sales solubles

Sales insolubles

Ejemplos HCl HNO3

CH3COOH HF

NaOH Ca(OH)2

Mg(OH)2

Al(OH)3

NH3 CH3 NH3

KCl, NH4Br NaNO3

BaSO4 AgCl

Compuesto puro es ¿iónico o covalente?

Covalente Covalente Iónico Iónico Covalente Iónico Iónico

¿Soluble o insoluble en agua?

Soluble Soluble Soluble Insoluble Soluble Soluble Insoluble

¿Ionizado al 100% o disociado en solución acuosa diluida?

Sí No Sí No Sí

En ecuaciones iónicas se Presenta como

Iones separados

Moléculas Iones separados

Fórmulas completas

Moléculas Iones separados

Fórmulas Completas

Las únicas sustancias comunes que deben escribirse en forma ionizada o disociada en ecuaciones iónicas son: 1) ácidos fuer tes, 2) bases fuertes solubles, y 3) sales iónicas solubles.

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DISOLUCIONES ACUOSAS

Disolución acuosa

soluto

solvente disolución

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REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN Las reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio en el número de oxidación se conocen como reacciones de óxido reducción o reacciones redox. Oxidación es el incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la pérdida de electrones. La reducción es una disminución algebraica en el número de oxidación y corresponde a una ganancia de electrones. Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, por lo que la reducción y la oxidación siempre ocurren simultáneamente. El número total de electrones que se pierde es igual al número total de electrones que se gana. El agente oxidante es la especie química que : 1) Se reduce 2) Gana electrones 3) Oxida a otras sustancias El agente reductor es la especie química que : 1) Se oxida 2) Pierde electrones 3) Reduce a otras sustancias. Las ecuaciones redox pueden escribirse como ecuaciones moleculares, iónicas totales o iónicas netas.

Sustancia que se oxida por perder un electrón, agente reductor, Aumenta su número

Sustancia que se reduce por ganar un electrón, es un agente oxidante. Disminuye su número de oxidación positivo.

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BALANCE DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN Todas las ecuaciones balanceadas deben cumplir con dos criterios 1. Debe haber balance de masa . Sabemos que siempre que balanceamos una

ecuación química debemos obedecer la ley de la conservación de la masa: la cantidad de cada elemento debe ser la misma en ambos lados de la ecuación Es decir, debe haber el mismo número de átomos de cada tipo tanto en los reactivos como en los productos.

2. Debe haber balance de cargas. Las sumas de las cargas reales en el lado izquierdo y derecho de la ecuación deben ser iguales. Si una sustancia pierde un cierto número de electrones durante una reacción, otra sustancia debe ganar ese mismo número de electrones.

El incremento total de los números de oxidación debe ser igual a la disminución total de los números de oxidación. Muchas reacciones químicas son complejas y no se pueden balancear con facilidad sin tomar en cuenta el número de electrones que se pierden y que se ganan en el curso de la reacción. Aunque la oxidación y la reducción se llevan a cabo simultáneamente, es conveniente considerarlas como procesos individuales. Se debe dividir la reacción total en dos semi reacciones: semi reacción de oxidación donde participa el agente reductor y otra semi reacción de reducción donde participa el oxidante. Reacciones redox en solución acuosa. • Cuando se trata de reacciones redox en solución acuosa, con frecuencia, se requiere

más oxígeno o hidrógeno para completar el balance de masa. • Hay que tener cuidado de no introducir otros cambios en el número de oxidación o de

emplear especies que no estén en realidad en la solución. • El balance se efectúa añadiendo únicamente H+, OH- o H2O. Estas especies son

abundantes en las soluciones y participan como reactivos o se generan como productos.

• Si la reacción se lleva a cabo en solución ácida se suma H+ y H2O ya sea a los reactivos o productos para balancear el hidrógeno y el oxígeno.

• Si la reacción se lleva a cabo en solución básica la ecuación se puede completar usando OH- y H2O.

BALANCE DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

Tipo de solución

Para balancear el oxígeno añadir

agua

Para balancear el H: Se añaden iones H+

ÁCIDA

LUEGO

Para balancear O se necesita: 1) Añadir dos OH- al

lado que necesita O Y

2) Añadir un H2O al otro lado.

BÁSICA

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RESUMEN DEL PROCEDIMIENTO EMPLEADO PARA BALANCEAR U NA REACCION REDOX QUE SE LLEVA A CABO EN SOLUCIÓN ÁCIDA .

1) Si la ecuación es molecular transfórmela en iónica completa. 2) Asigne números de oxidación a cada átomo para que determinar cuál se oxida

y cuál se reduce. 3) Determine los iones espectadores y elimínelos para obtener la ecuación iónica

neta. 4) Divida la ecuación iónica neta en varias semi reacciones. Una semi-reacción

de oxidación y una semi reacción de reducción considerando la especie que contiene los elementos que incrementan y disminuyen su número de oxidación

5) Complete y balancee cada semireacción a) Balancee todos los átomos excepto H y O. b) Balancee los átomos de O adicionando moléculas de H2O. c) Balancee los átomos de H adicionando H+. d) Balancee la carga eléctrica adicionando electrones al lado más positivo.

6) Iguale el número de electrones en las ecuaciones de oxidación y de reducción. a) Multiplique la ecuación de oxidación con el número de electrones de la

ecuación de reducción. b) Multiplique la ecuación de reducción con el número de electrones de la

ecuación de oxidación c) Si hay varias ecuaciones de oxidación se totalizan los electrones perdidos

y luego se multiplica la ecuación de reducción por este total de electrones. Todas las ecuaciones de oxidación se multiplican por el número de electrones ganados en la reducción.

d) Si hay varias ecuaciones de reducción se totalizan los electrones ganados y luego se multiplica la ecuación de oxidación por este total de electrones. Todas las ecuaciones de reducción se multiplican por el número de electrones perdidos en la oxidación.

7) Sume las semi reacciones, los electrones se deben cancelar. Se pueden sumar o restar las especies iguales. Esta es la ecuación iónica neta balanceada.

8) Para balancear la ecuación molecular, primero escriba los coeficientes obtenidos para las especies que se oxidan y reducen, Luego balancee los iones espectadores por tanteo. Algunas sustancias pueden parcialmente permanecer iguales como iones espectadores y parcialmente sufrir una oxidación o reducción. Por ejemplo inicialmente se pueden tener 5 SO4

2- de los cuales después de

la reacción 4 permanecen iguales como SO4 2- y uno se transforma en SO2

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Ejemplo de Balance por ión electrón de una ecuación iónica neta de oxido reducción en medio ácido: 1.Dividimos la ecuación en dos semi reacciones 2. Balanceamos el número de átomos diferentes a O 3. Balanceamos los oxígenos agregando H2O y el otro lado de la ecuación los

hidrógenos con H+

4. Balanceamos las cargas agregando electrones al lado izquierdo de la ecuación de

modo que la carga total sea la misma a ambos lados

Cr2O7-2 (ac) + Cl-(ac) Cr3+ (ac) + Cl2 (g) (solución ácida)

Cr2O7-2 (ac) Cr3+ (ac)

Cl- (ac) Cl2 (g)

Cr2O7-2 (ac) 2Cr3+ (ac)

2Cl- (ac) Cl2 (g)

Cr2O7-2 (ac) + 14 H+ 2Cr3+ (ac) + 7H2O

Determinamos las cargas Cr2O7

-2 (ac) + 14 H

+1 2Cr

3+ (ac) + 7H2O

[1x 2 (-)] + [14x1(+)] [2x3 (+)] + 0

12 (+) 6 (+)

6e- + 12 (+) 6 (+)

Semi reacción de reducción balanceada

6e- + Cr2O7-2 (ac) + 14 H+ 2Cr3+ (ac) + 7H2O

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En la segunda reacción: Determinamos las cargas Se agregan dos electrones en lado derecho para balancear la carga Igualamos el número de electrones transferidos en las dos semi reacciones. Multiplicamos la segunda semi reacción por 3 para que el número de electrones sea igual al numero de electrones ganados en la primera. Esto permite cancelar los electrones cuando se suman las semi reacciones. Se suman las semi reacciones Comprobamos la ecuación final para el número de átomos en ambos lados: 14 H, 2 Cr, 7 O, 6 Cl Comprobamos la carga: hay 6 cargas positivas en ambos lados Total de electrones transferidos: 6 Agente reductor Cl- (se oxida, pierde electrones) Agente oxidante Cr2O7

-2 (se reduce, gana electrones) En la ecuación iónica balanceada quedan 14 H+ del lado izquierdo y 7 moléculas de agua en el lado derecho.

2Cl- (ac) Cl2 (g) 2 (-) 0

2 (-) 0 + 2e-

2Cl- (ac) Cl2 (g) + 2e-

1x 6e- + Cr2O7-2 (ac) + 14 H+ (ac) 2Cr3+ (ac) + 7H2O

3 x 2Cl- (ac) Cl2 (g) + 2e- 6e- + Cr2O7

-2 (ac) +14 H+ (ac) + 6Cl- (ac) 2Cr3+ (ac) + 7H2O +3 Cl2 (g) + 6e-

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RESUMEN DEL PROCEDIMIENTO EMPLEADO PARA BALANCEAR U NA REACCION REDOX QUE SE LLEVA A CABO EN SOLUCIÓN BÁSICA. 1) Balancee la ecuación siguiendo las etapas del medio ácido.

Las semi reacciones se pueden balancear inicialmente como si se efectuaran en solución ácida.

2) Los iones H+ se pueden neutralizar luego agregando el mismo número de iones OH- a ambos lados de la ecuación.

3) Observe el número de iones de H+ en la ecuación y agregue esta misma cantidad de iones de OH- en ambos lados de la ecuación.

4) Los iones H+ + OH- reaccionan para formar H2 O. Simplifique las moléculas de H2 O en ambos lados de la ecuación.

Ejemplo: Balancee la siguiente ecuación iónica en solución básica: Escribimos las semi reacciones incompletas y sin ba lancear Balanceamos cada semi reacción como si se llevara a cabo en solución ácida. Las reacciones balanceadas resultantes son: Como no existen iones H + en una solución básica, los eliminamos de la ecuac ión agregando una cantidad apropiada de OH - en ambos lados de la ecuación. Los OH - + H+ forman H 2O.

CN- (ac) + MnO4- (ac) CON- (ac) + MnO2 (s)

CN- (ac) CON - (ac) MnO4- (ac) MnO2 (s)

CN- (ac) + H2O (l) CON - (ac) + 2H+ (ac)

4H+ (ac) + H2O (l) + MnO4- (ac) MnO2 (s) + 2H2O (l)

CN- (ac) + H2O (l) CON - (ac) + 2H+ (ac)

+ 2 OH- + CN

- (ac) + H2O (l) CON - (ac) + 2H

+ (ac) + 2 OH -(ac)

+ 2 OH- + CN- (ac) + H2O (l) CON - (ac) + 2H2O

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I

Balance de cargas

2 (-) + (-) + 0 1 (-) + 0 3 (-) 1 (-) + 2e-

(oxidación) 2 OH- + CN- (ac) + H2O (l) CON - (ac) + 2H2O + 2e-

Para la semi reacción del MnO 4-

4 H+ (ac) + MnO4

- (ac) MnO2 (s) + 2H2O Se suma OH- a cada lado de la reacción 4 OH- (ac) + 4 H+ (ac) + MnO4

- (ac) MnO2 (s) + 2H2O + 4 OH- (ac) 4 H2O + MnO4

- (ac) MnO2 (s) + 2H2O + 4 OH- (ac) Simplificando el H 2O 2 H2O + MnO4

- (ac) MnO2 (s) + 4 OH- (ac)

Balance de cargas 0 + 1 (-) = 0 + 4(-) 3e -+ 1 (-) = 4 (-) (reducción) 3e + 2 H2O + MnO4

- (ac) MnO2 (s) + 4 OH- (ac)

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Multiplicamos la primera semi reacción por 3 y la s egunda por 2 para igualar la pérdida y ganancia de electrones en las dos semi re acciones. Total de electrones transferidos: 6 Agente reductor: CON- (se oxida, pierde electrones) Agente oxidante: MnO4

- (se reduce gana electrones) Después del balance en el lado derecho queda una molécula de agua. Después del balance en el lado izquierdo quedan dos iones de hidróxido. El resultado se comprueba contando átomos: 3C, 3 N, 9 O, y 2 Mn y contando cargas Queda una carga de 5(-) en ambos lados de la ecuación. Nota la carga final global no necesariamente corres ponde con el número de electrones ganados y perdidos

3 x 2 OH- + CN- (ac) + H2O (l) CON - (ac) + 2H2O + 2e-

2 x + 3e- + 2 H2O + MnO4

- (ac) MnO2 (s) + 4 OH- (ac) 6 OH- + 3 CN- (ac) + 3 H2O (l) 3 CON - (ac) + 6H2O + 6e-

+ 6e- + 4 H2O + 2 MnO4

- (ac) 2 MnO2 (s) + 8 OH- (ac)

6e- + 6OH-+3CN-+3H2O+4H2O+2MnO4 3CON-+6H2O+2 MnO2 (s)+8OH-+6e-

Simplificando 3CN- + H2O + 2MnO4

- 3CON- + 2 MnO2 (s) + 2OH- 3 (-) + 0 + 2 (-) = 3 (-) + 0 + 2 (-) -5 = -5

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Método del ion - electrón

• Para balancear el oxígeno: añadir H2 O al lado que necesita oxígeno

Y luego

• Para balancear los hidrógenos: añadir iones de H+ al lado que necesita H

Solución ácida

Solución básica

• Seguir los mismos pasos de la solución ácida

Y luego

• Agregar un OH- por cada H+ añadido en ambos lados de la ecuación.

• Del lado de la ecuación que queda OH- + H+ transformar en una molécula de agua H2O.

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PASOS A SEGUIR EN EL BALANCE DE REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN POR EL MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN

Ecuación Iónica Neta

Semi Reacciones de oxidación Semi Reacciones de Reducción

Ecuación Iónica

Ecuación Molecular

Balance de átomos

Balance de cargas de iones

Balance de átomos

Balance de cargas de iones

Balance de electrones

Suma de las semi reacciones balanceadas

Balance iones Espectadores

Ecuación Molecular Balanceada

Ecuación Iónica Neta Balanceada