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REACCIONES EN
SOLUCIONES ACUOSAS
Reacciones de precipitación
• Estas reacciones son aquellas donde se
mezclan dos soluciones y se forma un
precipitado (sólido insoluble que se forma de la
solución resultante y que dado suficiente tiempo
se precipita al fondo del la mezcla)
• Esta reacción es un ejemplo de la reacción de
metátesis o de intercambio donde dos especies
intercambian posición. En las reacciones de
precipitación el intercambio ocurre entre aniones
o cationes en compuestos iónicos
Cómo reconocer las reacciones de precipitación
• Las reacciones de precipitación tienen como
reactivo dos soluciones de electrolitos (especies
que se disocian formando iones en solución y
que por ello dan conductividad eléctrica a la
solución). Esto equivale a compuestos iónicos
disueltos en agua
• El producto es un compuesto iónico disuelto y
un sólido iónico insoluble si lo hubiere. La
manera de reconocer si hay a no reacción es
ver si alguna combinación de iones forma un
sólido insoluble según las tablas de solubilidad
que siguen
Reglas de solubilidad
• All compounds of the ammonium ion (NH4+), and of Alkali metal
(Group IA) cations, are soluble.
• All nitrates and acetates (ethanoates) are soluble.
• All chlorides, bromides and iodides are soluble EXCEPT those of
silver, lead and mercury(I).
• All sulphates are soluble EXCEPT those of silver, lead, mercury(I),
barium, strontium and calcium.
• All carbonates, sulfites and phosphates are insoluble EXCEPT
those of ammonium and Alkali metal (Group IA) cations.
• All hydroxides are insoluble EXCEPT those of ammonium, barium
and alkali metal (Group I) cations.
• All sulfides are insoluble EXCEPT those of ammonium, Alkali metal
(GroupI) cations and Alkali earth metal (Group II) cations.
• All oxides are insoluble EXCEPT those of calcium, barium and Alkali
metal (Group I) cations; these soluble ones actually react with the
water to form hydroxides (hydrolyse).
EJEMPLO
• En la reacción de AgNO3(ac) + NaCl(ac)
donde el (ac) indica acuoso, es decir,
disuelto en agua, se puede ver que el
compuesto iónico AgCl es insoluble por lo
que se formará un precipitado de acuerdo
a:
AgNO3(ac) + NaCl(ac) NaNO3(ac) + AgCl(s)↓
La flecha realza el hecho de que ese
compuesto se precipita
• Es importante que al terminar de escribir
la reacción, la misma esté balanceada
Apuntes adicionales
• Las reacciones de precipitación se pueden
escribir en términos de la reacción iónica
neta. Donde se colocan solamente los
iones que participan de la reacción. Los
otros iones se conocen como iones
espectadores
• En nuestro ejemplo los iones de Na+ y
NO3- son iones espectadores y la reacción
iónica neta es: Ag+(ac) + Cl-(ac)  AgCl(s)
Reacciones de desplazamiento
• En una reacción de desplazamiento, una
especie ocupa el lugar de otra en un
compuesto. Es decir la desplaza del
compuesto
• Veremos tres clases de reacciones de
desplazamiento. En cada una de ellas un
metal desplaza a una de tres cosas:
– a otro metal
– al hidrógeno de un ácido
– al hidrógeno del agua
Cómo reconocer una reacción de desplazamiento
• Las reacciones de desplazamiento tienen como
uno de los reactivos un metal en su forma
elemental el otro reactivo puede ser: un
compuesto iónico, un ácido o agua (en vapor
caliente o líquida)
• Usando A y B para metales y X para algún
anión, las formas generales, sin balancear,
serían:
–
–
–
–
A + BaXb(ac)  B + AcXd(ac)
A + HX(ac)  H2(g) + AcXd(ac)
A + H2O(l)  H2(g) + Ac(OH) d(ac)
A + H2O(g)  H2(g) + Ac(OH) d(ac)
Cómo reconocer una reacción de
desplazamiento
• Para que la reacción ocurra el metal que
está en forma elemental tienen que tener
la actividad suficiente para desplazar la
otra especie.
• Para saber qué metales tienen la actividad
suficiente, se usa una tabla como la que
aparece en la siguiente transparencia. Los
metales más activos aparecen más arriba
en la lista
Ejemplos
• Escriba la reacción balanceada para cada una de las
siguientes:
–
–
–
–
–
NaCl(ac) + Mg(s) 
K(s) + AgNO3(ac) 
HCl(ac) + Cu(s) 
Al(s) + H2O(l) 
Al(s) + H2O(g) 
• Respuestas:
– NR: en la primera no hay reacción porque el sodio es más activo
que el magnesio
– K(s) + AgNO3(ac)  Ag(s) + KNO3(ac)
– NR: el cobre no tiene la actividad para desplazar hidrógeno de
los ácidos
– NR: al aluminio no tiene la actividad para desplazar hidrógeno
del agua
– 2 Al(s) + 6 H2O(g)  2 Al(OH)3(s) + 3 H2(g)
Reacciones ácido-base
(neutralización)
• Son reacciones entre un ácido y una base
• Un ácido es una especie que al añadirlo a agua
forma hidronio (H3O+). Esta especie se produce
porque el ácido dona un protón (H+) que se
combina con una molécula de agua. Hay ácidos
que pueden donar más de un protón y son
ácidos polipróticos (bipróticos, tripróticos etc
según el número de protones que pueda donar)
• La base la definiremos según Bronsted y Lowry
como una especie que reacciona con el
hidronio. En agua esto equivale a aumentar la
concentración de OH-
Cómo reconocer las reacciones de neutralización
• Los reactivos son un ácido y una base y los
productos son una sal y agua (si la base
contiene OH-)
• Los ácidos orgánicos se reconocen porque
tienen el grupo funcional (COOH) y los ácidos
inorgánicos porque su fórmula es como un
compuesto iónico donde el catión es H+
• Las bases son compuestos iónicos que tienen
OH- como su anión o son compuestos
moleculares que contienen nitrógeno (Ej NH3)
Ejemplo
• Balancee las reacciones siguientes:
– HNO3(ac) + Mg(OH)2(ac) 
– NH3(ac) + CH3COOH(ac) 
• Respuestas
– En este caso, como la base tiene OH se forman dos moléculas
de agua (una por cada OH) y la sal que queda combinando el
anión del ácido con el catión de la base y se balancea la
reacción que resulta:
2 HNO3(ac) + Mg(OH)2(ac)  Mg(NO3)2(ac) + 2 H2O(l)
– Aquí la base no tiene OH por lo que al aceptar el protón se
convierte en el catión NH4+ que se combina con el anión del
ácido para formar solamente un producto que es una sal
NH3(ac) + CH3COOH(ac)  NH4CH3COO(ac)
Concentración Molar
• Una solución se produce disolviendo una
sustancia (soluto) en otra (disolvente). La
concentración de una solución se puede medir
de diversas maneras. La forma preferida de los
químicos es la concentración molar o molaridad
(M). Aquí se indican los moles del soluto que
hay en un litro de solución
• Es decir:
M = moles de soluto/litros de solución
= milimoles de soluto/ml de solución
Aplicaciones
• Se puede determinar la concentración
molar a partir de masa o moles del soluto
y volumen final de solución
• Se puede determinar la masa o moles del
soluto que hay en cierto volumen de
solución
Ejemplos
• Calcule la concentración molar de la
solución que se prepara disolviendo 3.456
gramos de KCl en 250.0 ml de solución
moles de KCl = (3.456 g KCl)(1 mol KCl/74.55 g KCl)
= 0.04636 mol KCl
Molaridad = 0.04636 moles KCl/0.2500 l de soln = 0.1854 M
• Calcule los gramos de KCl que hay en
37.80 ml de una solución 0.4200 M
= (37.80 ml soln)(1 L/1000 ml)(0.4200 mol KCl/L soln)(74.55 g KCl/1 mol KCl)
= 1.184 g de KCl
Problemas de dilución
• Cuando se prepara una solución añadiendo
disolvente a una solución , la concentración
resultante es menor, es decir se diluye esa
concentración a un valor menor. El principio que
establece los valores de dilución es que el
número de moles del soluto no se altera al
añadir disolvente. Es decir, en la solución
original y en la diluida la cantidad de soluto es
idéntica.
• Como la cantidad de soluto se obtiene
multiplicando el volumen por la concentración, la
relación cuantitativa de interés es: McVc= MdVd
Donde Mc es la concentración de la
concentrada, Vces el volumen de concentrada
usado, Md es la concentración diluida resultante
y Vd el volumen de solución diluida preparada
Ejemplo
• Diga qué volumen de NaOH 2.080 M se
requiere para preparar 500.0 ml de NaOH
0.1500 M
Se busca el volumen de la concentrada:
(2.080 M)Vc= (0.1500 M)(500.0 ml)
Vc= (0.1500 M)(500.0 ml)/(2.080 M)
= 36.06 ml
Análisis volumétricos
• Un análisis volumétrico es un análisis químico
cuantitativo donde la cantidad que se mide es un
volumen. Se mide el volumen de una especie que se
requiere para reaccionar con otra.
• Este tipo de análisis se hace mediante una titulación.
Aquí se añade controladamente un reactivo de
concentración conocida (agente titulante) al desconocido
hasta que un indicador nos dice que se ha completado
la reacción con el desconocido (analito). El agente
titulante se añade de un instrumento que puede
controlar finamente la cantidad añadida. Este
instrumento se llama bureta.
• Al final el volumen y la concentración del agente titulante
nos dicen cuánto agente titulante se añadió. Esta
cantidad se convierte a cantidad del analito mediante un
factor estequiométrico que se saca de la reacción
balanceada
Ejemplo
• Una muestra de 2.016 g que contiene carbonato de calcio se titula
con HCl 0.2000 M. Si la titulación requiere 32.45 ml del ácido,
determine el porciento del carbonato en la muestra. La reacción es:
2 HCl(ac) + CaCO3(s)  H2CO3(ac) + CaCl2(ac)
mmoles de HCl = (32.45 ml soln)(0.2000 mmoles HCl/ml soln)
= 6.490 mmoles de HCl
El factor estequiométrico de la reacción nos permite pasar a mmoles de
CaCO3(s)
= (6.490 mmoles de HCl)(1 mmol CaCO3(s)/2 mmol HCl)
=3.245 mmol CaCO3(s) = 0.003245 mol CaCO3(s)
Esta cantidad se lleva a gramos con la masa molar
= [0.003245 mol CaCO3(s)][100.09 g CaCO3(s)/1 mol CaCO3(s)]
= 0.3248 g CaCO3(s)
Finalmente el porciento se obtiene de la realción de esta masa al total
de la muestra
% de CaCO3 en la muestra = (0.3248 g/2.016 g) x 100 = 16.11
%