quimica brown capitulo 4, Resúmenes de Química

¡Descarga quimica brown capitulo 4 y más Resúmenes en PDF de Química solo en Docsity!

128 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones A Figura 4.11 Corrosión en las terminales de una batería ocasionada por la acción del ácido sulfúrico de la batería sobre el metal. Ejercicios con el CD-ROM Reacciones de oxidación- reducción: parte l, Reacciones de oxidación-reducción: parte Il (Oxidation-Reduction Reactions: Part 1, Oxidation-Reduction Reactions: Part 11) Sustancia Sustancia oxidada reducida (pierde (gana electrón) electrón) A Figura4.12 La oxidación es la pérdida de electrones por parte de una sustancia; la reducción es la ganancia de electrones por parte de una sustancia. La oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra. 4.4 Introducción a las reacciones de oxidación-reducción En las reacciones de precipitación, los cationes y aniones se juntan para formar un compuesto iónico insoluble. En las reacciones de neutralización, iones H* y OH” se juntan para formar moléculas de HO. Ahora veremos un tercer tipo importante de reacciones en las que se transfieren electrones entre los reactivos. Tales reacciones se llaman reacciones de oxidación-reducción, o redox. Oxidación y reducción La corrosión del hierro y otros metales, como la corrosión en las terminales de una batería de automóvil, es un proceso que todos conocemos. Lo que llamamos corrosión es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre el metal y alguna sustancia de su entorno. La producción de herrumbre implica la reac- ción de oxígeno con hierro en presencia de agua. La corrosión que se muestra en la figura 4.11 4 es el resultado de la reacción entre el ácido de la batería (H2SO4) y la abrazadera metálica. Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes. Por ejemplo, los ácidos atacan vigorosamente al calcio para formar iones calcio, (Ca?*): Ca(s) + 2H (ac) —> Ca?(ac) + Ha(g) [4.23] Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuan- do pierde electrones), decimos que se oxida. La pérdida de electrones por parte de una sus- tancia se denomina oxidación. Así, el calcio, que no tiene carga neta, se oxida (sufre oxidación) en la ecuación 4.23 y forma Ca?”, Empleamos el término oxidación porque las primeras reacciones de este tipo que se estudiaron exhaustivamente fueron reacciones con oxígeno. Muchos metales reaccio- nan directamente con oxígeno en aire para formar óxidos metálicos. En estas reac- ciones, el metal pierde electrones que el oxígeno capta, y se forma un compuesto iónico del ion metálico y el ion óxido. Por ejemplo, cuando el calcio metálico se ex- pone al aire, la superficie metálica brillante del metal se opaca al formarse CaO: 2Ca(s) + O2(g) — 2Ca0(s) [4.24] Al oxidarse el calcio en la ecuación 4.24, el oxígeno se transforma, de O, neutro a dos iones O?”. Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más negati- va (gana electrones), decimos que se reduce. La ganancia de electrones por parte de una sustancia se denomina reducción. Si un reactivo pierde electrones, otro debe ganarlos; la oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra al transferirse electrones de una a la otra, como se muestra en la figura 4.12 4. Números de oxidación Para poder identificar correctamente una reacción de oxidación-reducción, necesita- mos alguna forma de seguir la pista a los electrones ganados por la sustancia que se reduce y los perdidos por la sustancia que se oxida. El concepto de números de oxi- dación (también llamados estados de oxidación) se ideó precisamente para seguir la pista a los electrones en las reacciones. El número de oxidación de un átomo en una sustancia es la carga real del átomo cuando se trata de un ion monoatómico; en los demás casos, es la carga hipotética que se asigna al átomo con base en una serie de reglas. Hay oxidación cuando el número de oxidación aumenta; hay reducción cuan- do el número de oxidación disminuye. Las reglas para asignar números de oxidación son: 1. El número de oxidación de un átomo en su forma elemental siempre es cero. Así, cada uno de los átomos de H en una molécula de H) tiene número de oxidación de 0, y cada átomo de P en una molécula de Py tiene un número de oxidación de 0. 4.4 Introducción a las reacciones de oxidación-reducción 2. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Así, K” tie- ne un número de oxidación de +1, 5?” tiene un estado de oxidación de —2, etc. Los iones de metales alcalinos (grupo 1A) siempre tienen carga +1; por tanto, los metales alcalinos siempre tienen un número de oxidación de +1 en sus com- puestos. De forma análoga, los metales alcalinotérreos (grupo 2A) siempre son +2 en sus compuestos, y el aluminio (grupo 3A) siempre es +3. (Al escribir mú- meros de oxidación, pondremos el signo a la izquierda del número, para distin- guirlos de las cargas electrónicas reales, que escribiremos con el signo a la derecha.) 3. Los no metales por lo regular tienen números de oxidación negativos, aunque en ocasiones pueden tener números positivos: (a) El número de oxidación del oxígeno normalmente es —2 en compuestos tanto iónicos como moleculares. La principal excepción son los compuestos lla- mados peróxidos, que contienen el ion O,?”, donde cada átomo de oxígeno tiene un número de oxidación de —1. (b) El número de oxidación del hidrógeno es +1 cuando está unido a no metales y —1 cuando está unido a metales. (c) El número de oxidación del flúor es de —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, como en los oxianiones, tienen estados de oxidación positivos. 4. 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 ion poliatómico es igual a la carga del ion. Por ejemplo, en el ion hidronio, H¿O*, el número de oxidación de cada hidrógeno es +1 y el del oxígeno es —2. Así, la suma de los números de oxida- ción es 3(+1) + (-2) = +1, que es igual a la carga neta del ion. Esta regla es muy útil para obtener el número de oxidación de un átomo en un compuesto o ion si se conocen los números de oxidación de los demás átomos. Esto se ilustra en el EJERCICIO TIPO 4.8. EJERCICIO TIPO 4.8 Determine el estado de oxidación del azufre en cada una de las siguientes entidades químicas: (a) Ha; (b) Sy; (c) SCI); (d) NaySO3; (e) SO?” Solución (a) Cuando está unido a un no metal, el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1 (regla 3b). Dado que la molécula de HS es neutra, la suma de los números de oxidación de- be ser cero (regla 4). Sea x el número de oxidación de S: tenemos 2(+1) 1 x = 0. Por tanto, el S tiene un número de oxidación de -2. (b) Puesto que se trata de una forma elemental del azufre, el estado de oxidación del S es de0 (regla 1). (c) Dado que se trata de un compuesto binario, cabe esperar que el Cl tenga un número de oxidación de =1 (regla 3c). La suma de los números de oxidación debe ser cero (regla 4). Si de- signamos con x el número de oxidación del azufre, tenemos x + 2(-1) = 0. Por consiguiente, el estado de oxidación del S debe ser +2. (a) El sodio, un metal alcalino, siempre tiene el número de oxidación +1 en sus compues- tos. El oxígeno suele tener un estado de oxidación de —2 (regla 3a). Si designamos con x el nú- mero de oxidación del S, tenemos 2(+1) + x + 3(-2) = 0. Por tanto, el número de oxidación del S en este compuesto es de +4. (e) El estado de oxidación del O es —2 (regla 3a). La suma de los números de oxidación es igual a —2, la carga neta del ion SO4”” (regla 4). Por tanto, tenemos x + 4(-2) = 2. De esta re- lación concluimos que el número de oxidación del S en este ion es +6. Estos ejemplos ilustran el hecho de que el estado de oxidación de un elemento dado depen- de del compuesto en el que aparece. Como vimos en este ejemplo, los números de oxidación del azufre varían entre —2 y +6. EJERCICIO DE APLICACIÓN Indique el estado de oxidación del elemento en negritas en cada uno delos siguientes: (a) P¿0s; (b) NaH; (c) Cr307?7; (d) SnBry; (e) BaO». Respuestas: (a) +5; (b) —1; (c) +6; (d) +4; (e) -1 $ Ejercicios con el CD-ROM Números de oxidación (Oxidation Numbers) 129 4.4 Introducción a las reacciones de oxidación-reducción 131 Tanto HBr como AlBr son electrólitos fuertes solubles, Por tanto, la ecuación iónica completa es 2Al(s) + 6H'(ac) + 6Br (ac) —> 2A1*(ac) + 6Br (ac) + 3H2(g) Dado que Br” es un ion espectador, la ecuación iónica neta es 2Al(s) + 6H'*(ac) — 2A1*(ac) + 3Ha(g) Comentario: La sustancia oxidada es el aluminio metálico porque su estado de oxidación cambia de O a +3 en el catión, con lo que aumenta su número de oxidación. El H' se reduce porque su estado de oxidación cambia de +1 a 0 en Hp. EJERCICIO DE APLICACIÓN (a) Escriba las ecuaciones molecular e iónica neta balanceadas para la reacción entre magnesio y sulfato de cobalto(11). (b) ¿Qué se oxida y qué se reduce en la reacción? Respuestas: (a) Mg(s) + CoSO¿(ac) —> MgSOy(ac) + Co(s); Mgís) + Co?*(ac) —> Mg” (ac) + Co(s); (b) Mg se oxida y Co?* se reduce. La serie de actividad ¿Podemos predecir si un metal dado se oxidará o no en presencia de un ácido o de una sal dada? Esta pregunta tiene importancia práctica además de interés químico. Por ejemplo, la ecuación 4.28 nos dice que no sería prudente almacenar una disolu- ción de nitrato de níquel en un recipiente de hierro, pues la disolución disolvería el recipiente. Cuando un metal se oxida, parece carcomerse al reaccionar para formar diversos compuestos. Una oxidación extensa puede dar pie a la falla de piezas me- tálicas de maquinaria o el deterioro de estructuras metálicas. Los diferentes metales varían en cuanto a la facilidad con que se oxidan. Por ejemplo, el Zn se oxida con soluciones acuosas de Cu?*, pero la Ag no. Concluimos que el Zn pierde electrones con más facilidad que la Ag; es decir, el Zn es más fácil de oxidar que la Ag. Una lista de metales ordenados de mayor a menor facilidad de oxidación reci- be el nombre de serie de actividad. En la tabla 4.5 se presenta la serie de actividad en disolución acuosa de muchos de los metales más comunes. También se ha inclui- do al hidrógeno en la tabla. Los metales de la parte superior de la tabla, como los me- tales alcalinos y alcalinotérreos, son los que más fácilmente se oxidan; es decir, reaccionan con mayor facilidad para formar compuestos. Se les denomina metales Ejercicios con el CD-ROM Química de oxidación-reducción TABLA 4.5. Serie de actividad de los metales en disolución acuosa Ordaton Reduction Chemistry Metal Reacción de oxidación of Tin and Zinc) Litio Li(s) —> Li'(ac) + e Potasio K(s) —> Kiíac) + e Bario Ba(s) —> Ba?(ac) + 2e7 Calcio Ca(s) —> Calíac) + 207 Reacciones de precipitación, redox : +. - neutralización Sodio Na(s) —> Nafac) + e (erecipitation, Redox, and Magnesio Mg(s) —> Mg” (ac) + 2e Neutralization Reactions) Aluminio Al(s) —> APac) + 3e7 Manganeso Mn(s) —> Mn?'ac) + 2e7 Zinc Zin(s) — Zn?(ac) + 2e7 Cromo Cr(s) —> Cr*(ac) + 3e7 Hierro Fe(s) —> FePac) + 2e7 Cobalto Co(s) —> Co?*(ac) + 2e7 Níquel Ni(s) —> Ni?t(ac) + 2e7 El Estaño Sn(s) —> Sn? (ac) + 2e S Plomo Pb(s) —> Pb?ac) + 207 5 Hidrógeno Hg) —> 2H'(ac) + 2e” E Cobre Cu(s) —> Cu?'ac) + 2e7 < Plata Agís) —> Agac) + e” Mercurio Hg() —> Hg*(ac) + 2e7 Platino Pts) —> Ptét(ac) + 207 Oro Au(s) —> Auíac) + 3e7 132 $ Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones Ejercicios con el CD-ROM Formación de cristales de plata (Formation of Silver Crystals) activos. Los metales de la parte inferior de la serie de actividad, como los elementos de transición de los grupos 8B y 1B, son muy estables y forman compuestos con menos facilidad. Estos metales, que se emplean en la fabricación de monedas y alhajas, se llaman metales nobles en virtud de su baja reactividad. Podemos usar la serie de actividad para predecir el resultado de reacciones en- tre metales y ya sea sales metálicas o ácidos. Cualquier metal de la lista puede ser oxida- do por los iones de los elementos que están debajo de él. Por ejemplo, el cobre está arriba de la plata en la serie. Por tanto, el cobre metálico será oxidado por iones de plata, como se muestra en la figura 4.14 W: Cu(s) + 2Ag*(ac) —> Cu?*(ac) + 2Ag(s) [4.30] La oxidación del cobre a iones cobre va acompañada de la reducción de iones plata a plata metálica. La plata metálica puede verse en la superficie de los alambres de co- bre en la figura 4.14(b) y (c). El nitrato de cobre(I1) produce un color azul en la diso- lución, lo que se nota más en la parte (c). Sólo aquellos metales que están arriba del hidrógeno en la serie de actividad pueden reaccionar con ácidos para formar H). Por ejemplo, Ni reacciona con HCl(ac) para formar Hz: Ni(s) + 2HCl(ac) —> NiClz(ac) + Ha(g) 1431] Dado que los elementos que están abajo del hidrógeno en la serie de actividad no son oxidados por H*, el Cu no reacciona con HCl(ac). Resulta interesante que el cobre sí reacciona con ácido nítrico, como se vio antes en la figura 1.11. Sin embargo, esta reacción no es una simple oxidación del cobre por los iones H* del ácido. Más bien, el metal es oxidado a Cu?* por el ion nitrato del ácido, con formación de dió- xido de nitrógeno, NO,(), de color pardo: Cu(s) + 4HNOz(ac) —> Cu(NOz)o(ac) + 2H20(1) + 2NO2(g) — [4.32] ¿Qué sustancia se reduce al oxidarse el cobre en la ecuación 4.32? En este caso, el NO) proviene de la reducción de NO”. Examinaremos las reacciones de este tipo con mayor detalle en el capítulo 20. Y Cu(s) 2AgNOy/ac) 2Ag(s) Cu(NO3)a(ac) + A Figura 4.14. Si colocamos cobre metálico en una disolución de nitrato de plata (a), ocurre una reacción redox en la que se forma plata metálica y una disolución azul de nitrato de cobre() (b y c). 134 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones eN Estrategias en química Análisis de reacciones químicas En este capítulo el lector ha conocido un gran número de reacciones químicas. Un obstáculo importante que los estudiantes enfrentan al tratar de dominar material de este tipo es desarrollar una “intuición” respecto a lo que sucede cuando se permite reaccionar a las sustan- cias químicas. De hecho, es probable que se maraville ante la facili- dad con la que su profesor puede deducir los resultados de una reacción química. Uno de los objetivos del presente texto es ayudar al estudiante a adquirirla aptitud para predecir los resultados de las reacciones. La clave para desarrollar esta “intuición química” es en- tender las distintas categorías de reacciones. En química hay tantas reacciones individuales que tratar de me- morizarlas es una tarea inútil. Resulta mucho más provechoso utili- zar el reconocimiento de patrones para determinar la categoría general de una reacción, como metátesis u oxidación-reducción. Así pues, cuando enfrente el reto de predecir el resultado de una reacción química, hágase una serie de preguntas pertinentes: + ¿Cuáles son los reactivos en la reacción? + ¿Son electrólitos o no electrólitos? + ¿Son ácidos y bases? + Silos reactivos son electrólitos, ¿la metátesis producirá un pre- cipitado? ¿Agua? ¿Un gas? + Si no puede haber metátesis, ¿los reactivos podrían participar en una reacción de oxidación-reducción? Esto requiere un reac- tivo capaz de oxidarse y uno capaz de reducirse. Al hacerse preguntas como éstas, el lector deberá poder llegar a una conclusión razonable respecto a lo que podría suceder duran- tela reacción. Es posible que su conclusión no siempre sea la correc- ta, pero si se mantiene alerta no estará muy lejos de la verdad. Conforme adquiera experiencia, comenzará a buscar reactivos que tal vez no sean obvios a primera vista, como agua de la disolución u oxígeno de la atmósfera. Una de las mejores herramientas con que contamos en quími- ca es la experimentación. Si realizamos un experimento en el que se mezclan dos disoluciones, podremos hacer observaciones que nos ayudarán a entender lo que está sucediendo. Por ejemplo, usar la in- formación de la tabla 4.1 para predecir si se formará o no un preci- pitado no es tan emocionante como ver el precipitado formarse realmente, como en la figura 4.4. Las observaciones en el laboratorio harán más fácil el dominio del material de las clases. Ejercicios con el CD-ROM Formación de una disolución a partir de un sólido (Solution Formation from a Solid) 4.5 Concentraciones de disoluciones En muchos casos, el comportamiento de una disolución depende no sólo de la natu- raleza de los solutos, sino también de sus concentraciones. Los científicos usan el término concentración para designar la cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de disolvente o disolución. El concepto de concentración es intuitivo: cuanto más soluto esté disuelto en cierta cantidad de disolvente, más concentrada será la di- solución. En química es común tener que expresar cuantitativamente la concentra- ción de las disoluciones. Molaridad La molaridad (símbolo M) expresa la concentración de una disolución como el nú- mero de moles de soluto que hay en un litro de disolución (disoln): moles de soluto Molaridad = amen de disoln en tros [4.33] Una disolución 1.00 molar (se escribe 1.00 M) contiene 1.00 mol de soluto en cada li- tro de disolución. En la figura 4.16 >> se muestra la preparación de 250 mL de una di- solución 1.00 M de CuSO, empleando un matraz volumétrico que está calibrado para contener exactamente 250 mL. Primero, se pesa 0.250 mol de CuSOy (39.9 g) y se co- loca en el matraz. Se agrega agua para disolver la sal, y la disolución así obtenida se diluye a un volumen total de 250 mL. La molaridad de la disolución es (0.250 mol CuSOs)/(0.250 L disoln) = 1.00 M. EJERCICIO TIPO 4.11 Calcule la molaridad de una disolución que se preparó disolviendo 23.4 g de sulfato de sodio, NazSOy, en suficiente agua para formar 125 mL. de disolución. 4.5 Concentraciones de disoluciones (a) (b) () (a) A Figura 4.16 Procedimiento de preparación de 0.250 L de una disolución 1.00 M de CuSOy. (a) Pesar 0.250 mol (39.9 g) de CuSO, (peso formular = 159.6 uma). (b) Colocar el CuSO, (soluto) en un matraz volumétrico de 250 mL y agregar una pequeña cantidad de agua. (c) Disolver el soluto meneando el frasco. (d) Agregar más agua hasta que la disolución llegue apenas a la marca de calibración grabada en el cuello del frasco. Agitar el frasco tapado para asegurar un mezclado perfecto. Análisis: Nos dan el número de gramos de soluto (23.4 g), su fórmula química (Na,50,) y el Disolución de KMnO, volumen de la disolución (125 ml), y nos piden calcular la molaridad de la disolución. (Dissolution of KMnO,) Estrategia: Podemos calcular la molaridad empleando la ecuación 4.33. Para ello, deberemos convertir el número de gramos de soluto en moles y el volumen de la disolución (disoln) de mililitros a litros. Resolución: El número de moles de Na,S0y se obtiene de su masa molar. MAN a (queno ) (oles de Na7SOy = (23.4 g Na3SOz)| == 142 g.Na3807, Convertimos el volumen de la disolución a litros: Litros disoln = (125 lose) =0.125L Solución Ko Ejercicios con el CD-ROM 0.165 mol Na,SO4 Por tanto, la molaridad es -, 0.165 molNa3SO¿ —, molNa3SO, — Moda a disoln O disoln A Comprobación: Dado que el numerador no es mucho mayor que el denominador, es razona- ble que la respuesta sea un poco mayor que 1 M. Las unidades (mol /L) son apropiadas para la molaridad, y es correcto que la respuesta tenga tres cifras significativas porque todos los datos iniciales tenían tres cifras significativas. EJERCICIO DE APLICACIÓN Calcule la molaridad de una disolución que se preparó disolviendo 5.00 g de glucosa (CsHy0s) en suficiente agua para formar exactamente 100 mL de disolución. Respuesta: 0.278 M. Cómo expresar la concentración de un electrólito Cuando se disuelve un compuesto iónico, las concentraciones relativas de los iones que entran en la disolución dependen de la fórmula química del compuesto. Por ejemplo, una disolución 1.0 M de NaCl es 1.0 M en iones Na* y 1.0 M en iones CI”. 135 4.5 Concentraciones de disoluciones 137 EJERCICIO TIPO 4.13 ¿Cuántos gramos de NaSO) se requieren para preparar 0.350 L de Na,SO, 0.500 M? el número de gramos de soluto que hay en la disolución. Estrategia: Podemos usar la definición de molaridad (Ecuación 4.33) para de- terminar el número de moles de soluto, para después convertir moles a gramos moles de Na7SO, EJERCICIO DE APLICACIÓN suministrar 0.038 mol de esta sal? Respuestas: (a) 1.1 g; (b) 76 mL Dilución Las disoluciones que se emplean ordinariamente en el laboratorio suelen comprar- se o prepararse en forma concentrada (llamadas disoluciones stock). Por ejemplo, el áci- do clorhídrico se adquiere como disolución 12 M (ácido clorhídrico concentrado). Luego, podemos obtener disoluciones de más baja concentración agregando agua en un proceso llamado dilución.* Para ilustrar la preparación de una disolución diluida (disoln dil) a partir de una concentrada, supongamos que queremos preparar 250 mL (o sea, 0.250 L) de una di- solución 0.100 M de CuSO, diluyendo una disolución stock de CuSO, 1.00 M. Cuan- do agregamos disolvente para diluir una disolución, el número de moles de soluto no cambia. Moles de soluto antes de diluir = moles de soluto después de diluir [4.34] Puesto que conocemos tanto el volumen como la concentración de la disolución di- luida, podemos calcular el número de moles de CuSO)y que contiene. mol CuSOs Mol CuSOy en disolndil = (02501. 45/0300 ) = 0.0250 mol de CuSOy Ldisoln Ahora podemos calcular el volumen de la disolución concentrada que contiene 0.0250 mol de CuSOy: ( 1L disoln L de disoln conc = (0.0250 me+€uSOyz)| a) = 0.0250 L * Al diluir un ácido o base concentrado, el ácido o base debe agregarse al agua y luego diluirse más, si es necesario agregando más agua. La adición directa de agua a un ácido o base concentrado pue- de causar salpicaduras por el intenso calor que se genera. Nos dan el volumen de la disolución (0.350 L), su concentración (0.500 M) y la identidad del soluto (NaSO4), y nos piden calcular empleando la masa molar del soluto: Máa2sOs = tros disoln Resolución: Calculamos los moles de Moles de NaSO, = litros disoln X Mya,so, Na¿5O, empleando la molaridad y el volumen de la disolución: 0.500 mol Na¿SO, = (0.350 Los = 0.175 mol Na,SOs Puesto que cada mol de NazSO, pesa 142 g, el número requerido de gramos 142 g Na¿SO, de Na:SO, es Gramos de NazSOy = (0.175 molNa3507)| 22 ) = 24.9 g NaySO, 2904 2004 2 _mobNa7807, 8 Na2504 Comprobación: La magnitud de la respuesta, las unidades y el número de cifras significativas son apropiados. (a) ¿Cuántos gramos de Na,SO, hay en 15 mL de Na¿SO, 0.50 M? (b) ¿Cuántos mililitros de disolución de NaSO, 0.50 M se requieren para Ejercicios con el CD-ROM Formación de una disolución por dilución (Solution Formation by Dilution) 138 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones (a) (0) () A Figura 4.17 Procedimiento para preparar 250 mL de CuSO, 0.100 M por dilución de CusO, 1.00 M. (a) Extraer 25.0 mL de la disolución 1.00 M con una pipeta. (b) Agregar esto a un matraz volumétrico de 250 mL. (c) Agregar agua para diluir la disolución a un volumen total de 250 mL. Así, la dilución se logra extrayendo 0.0250 L (es decir, 25.0 mL) de la disolución 1.00 M con una pipeta, agregándolo a un matraz volumétrico de 250 mL, y diluyéndolo a un volumen final de 250 mL, como se muestra en la figura 4.17 A. Observe que la diso- lución diluida tiene un color menos intenso que la concentrada. En situaciones de laboratorio, los cálculos de este tipo suelen efectuarse con gran rapidez empleando una sencilla ecuación que puede deducirse recordando que el número de moles de soluto es el mismo en ambas disoluciones, concentrada y dilui- da, y que moles = molaridad X litros: Moles de soluto en disoln conc = moles de soluto en disoln dil Meconc X Veone = Man X Vai [4.35] La molaridad de la disolución stock concentrada (M£onc) siempre es mayor que la molaridad de la disolución diluida (Mg;)). Dado que el volumen de la disolución aumenta al diluirse, V ¿¡, siempre es mayor que V¿one- Aunque la ecuación 4.35 se de- duce en términos de litros, se puede usar cualquier unidad de volumen en tanto se use la misma unidad en ambos miembros de la ecuación. Por ejemplo, en el cálculo que hicimos para la disolución de CuSOy, tenemos (1.00 M)X(Veonc) = (0.100 M)(250 mL) Si despejamos Veone, obtendremos Veone = 25.0 ml, igual que antes. EJERCICIO TIPO 4.14 ¿Cuántos mililitros de H,S0y 3.0 M se requiere para preparar 450 mL. de HzSO4 0.10 M? Análisis: Necesitamos diluir una disolución concentrada. Nos dan la molaridad de una disolu- ción más concentrada (3.0 M) y el volumen y la molaridad de una disolución más diluida que contiene el mismo soluto (450 mL de disolución 0.10 M). Debemos calcular el volumen de la di- solución concentrada que se necesita para preparar la disolución diluida. Estrategia: Podemos calcular el número de moles de soluto, H,SO,, en la disolución diluida y lue- go calcular el volumen de la disolución concentrada que se requiere para tener esa cantidad de soluto. O bien, podemos aplicar directamente la ecuación 4.35. Comparemos los dos métodos. Resolución: Calculamos los moles de H,SO; en la disolución diluida: Moles de H,SO) en disoln diluida e . (0.10molH¿SO/| _ = e - ) = 0.045 mol H¿50, 140 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones EJERCICIO TIPO 4.15 ¿Cuántos gramos de Ca(OH), se necesitan para neutralizar 25.0 mL de HNO; 0.100 M? Solución Análisis: Los reactivos son un ácido, HNO», y una base, Ca(OH),. Nos dan el volumen y la molaridad del HNO; y nos piden el número de gramos de Ca(OH), que se necesitan para neutralizar esa cantidad de HNOy. Estrategia: Podemos usar la molaridad y el volumen de la disolución de HNOy para calcular el número de moles de HNO). Luego usaremos la ecuación ba- lanceada para relacionar los moles de HNO; con los moles de Ca(OH),. Por último, convertiremos moles de Ca(OH), en gramos. Los pasos pueden resumirse así: Resolución: El producto de la concen- tración molar de una disolución y su vo- lumen en litros da el número de moles de soluto: Puesto que se trata de una reacción de neutralización ácido-base, HNO, y Ca(OH), reaccionan para formar HO y la sal que contiene Ca?* y NO”: Por tanto, 2 mol HNO, = 1 mol Ca(OH),. Entonces, Luano, X Mino, > mol HNOy => mol Ca(OH), => g Ca(OH), 1 HNO: Moles HNO; = Lino, X Mano, = A AS = 2.50 X 10? mol HNO; 2HNOs(ac) + Ca(OH)x(s) —> 2H20(1) + Ca(NO»)(ac) _ e dl = 3 PA - Gramos de Ca(OH), = (2.50 X 10 mottiNOS)( 5 E - = 0.0926 g Ca(OH), Comprobación: La magnitud de la respuesta es razonable. Se necesita una cantidad pequeña de base para neutralizar un volumen pequeño de ácido diluido. EJERCICIO DE APLICACIÓN (a) ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para neutralizar 20.0 mL de una disolución 0.150 M de H,SO/? (b) ¿Cuántos litros de HCl(ac) 0.500 M se requieren para una reacción completa con 0.100 mol de P»(NO;)a(ac) con formación de un precipitado de P»Clz(s)? Respuestas: (a) 0.240 g; (b) 0.400 L Ejercicios con el CD-ROM Titulación ácido-base (Acid-Base Titration) Titulaciones Cuando un químico quiere conocer la concentración de un soluto dado en una diso- lución, suele efectuar una titulación, lo que implica combinar una muestra de la di- solución con una disolución de reactivo de concentración conocida, llamada disolución estándar. Las titulaciones pueden efectuarse utilizando reacciones ácido- base, de precipitación o de oxidación-reducción. Supongamos que tenemos una di- solución de HCl de concentración desconocida y una disolución de NaOH que se sabe es 0.100 M. Para determinar la concentración de la disolución de HCl, tomamos un volumen específico de esa disolución, digamos 20.00 mL. Luego, agregamos len- tamente la disolución de NaOH estándar hasta que la reacción de neutralización entre el HCl y el NaOH es total. El punto en que se reúnen cantidades estequiomé- tricamente equivalentes se denomina punto de equivalencia de la titulación. Para poder titular una disolución desconocida con una estándar, debe haber al- guna forma de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de la titu- lación. En las titulaciones ácido-base, se emplean colorantes llamados indicadores ácido-base para este propósito. Por ejemplo, el colorante conocido como fenolftaleí- na es incoloro en disolución ácida pero rosado en disolución básica. Si agregamos fe- nolftaleína a una disolución desconocida de ácido, la disolución será incolora, como en la figura 4.19(a) >. Luego podemos agregar base estándar con una bureta hasta que la disolución apenas pase de incolora a rosada, como se observa en la figura 4.19(b). Este cambio de color indica que el ácido se ha neutralizado y que la gota de 4.6 Estequiometría de disoluciones y análisis químico (a) A Figura 4.19 Cambio de apariencia de una disolución que contiene el indicador fenolftaleína, conforme se añade base. Antes del punto final, la disolución es incolora (a). Al aproximarse el punto final, se forma un color rosado pálido en el punto donde se agrega la base (b). En el punto final, el color rosado pálido se extiende a toda la disolución después del mezclado. Si se añade más base aún, la intensidad del color rosado aumenta (c). base que hizo que la disolución adquiriera color no encontró ácido con el cual reac- cionar. Por tanto, la disolución se vuelve básica y el colorante se pone rosado. El cam- bio de color marca el punto final de la titulación, que por lo regular coincide con mucha exactitud con el punto de equivalencia. Se debe tener cuidado de escoger in- dicadores cuyo punto final corresponda al punto de equivalencia de la titulación. Consideraremos esta cuestión en el capítulo 17. El procedimiento de titulación se re- sume en la figura 4.20 W. Lectura de volumen inicial Bureta (Acid-Base Titration) 20.0 mL de disolución de ácido Respuesta de NaOH Lectura de estándar volumen final Respuesta neutralizada (el indicador cambió de color) 20.0 mL de disolución de ácido (a) (b) () A Figura 4.20 Procedimiento para titular un ácido con una disolución estandarizada de NaOH. (a) Se agrega una cantidad conocida de ácido a un matraz. (b) Se agrega un indicador ácido-base, y se añade NaOH estandarizado con una bureta. (c) El punto de equivalencia se detecta por el cambio de color del indicador. Ejercicios con el CD-ROM Titulación ácido-base 141 Resolución: El número de moles de ESO, está dado porel producto del vo- lumen y la molaridad de esta disolu- ción: Los ácidos reaccionan con hidróxidos metálicos para formar agua y una sal. Por tanto, la ecuación balanceada para la reacción de neutralización es Según la ecuación balanceada, 1 mol 4.6 Estequiometría de disoluciones y análisis químico 143 Ldisolr 1 ESO, Moles de H,SO, = (0500 2 3) = 2.28 X 10? mol H,S04 H¿SOs(ac) + 2NaOH(ac) —> 2H30(1) + Na¿SOy(ac) Moles de NaOH = (2.28 x 107 moto SIERO NaOH ») H504 =2 mol NaOH. Por tanto, - 2 Conocer el número de moles de NaOH 063% EA presentes en 20.0 mL de disolución nos : E NaOH _ (4:56 < 102 mol NaOH) (1000 mal-disoln” permite calcular la concentración de es- Molari y 22 = ( ) ta disolución: ARES L disoln 20.0 mi-disoln mol NaOH con =228M EJERCICIO DE APLICACIÓN Calcule la molaridad de una disolución de NaOH si se requieren 48.0 mL para neutralizar 35.0 mL de H,50y 0.144 M. Respuesta: 0.210 M EJERCICIO INTEGRADOR RESUELTO 4: Conjuntar conceptos Nota: Los ejercicios integradores requieren conocimientos de capítulos anteriores, no sólo del ca- pítulo actual. Se añade una muestra de 70.5 mg de fosfato de potasio a 15.0 mL de nitrato de plata 0.050 M, con formación de un precipitado. (a) Escriba la ecuación molecular de la reacción. (b) ¿Cuál es el reactivo limitante de la reacción? (c) Calcule el rendimiento teórico, en gramos, del precipi- tado que se forma. Solución (a) Tanto el fosfato de potasio como el nitrato de plata son compuestos iónicos. El fos- fato de potasio contiene iones K* y PO¡*”, así que su fórmula química es KsPO,, El nitrato de plata contiene iones Ag* y NOs”, así que su fórmula química es ANO). Dado que ambos reactivos son electrólitos fuertes, la disolución contiene iones K”, PO¿*-, Ag" y NO) antes de producirse la reacción. Según las reglas de solubilidad de la tabla 4.1, Ag” y PO?" forman un compuesto insoluble, así que se precipitará AgaPO) de la disolución. En cambio, K* y NOy” permanecerán en la disolución porque KNO; es soluble en agua. Por tanto, la ecuación mo- lecular balanceada de la reacción es K¿POs(ac) + 3AgNOx(ac) —> AgaPOs(s) + 3KNO2(ac) (b) Para determinar el reactivo limitante, debemos examinar el número de moles de cada reactivo. => (Sección 3.7) El número de moles de K¿PO) se calcula con base en la masa de la muestra, empleando la masa molar como factor de conversión. “2 (Sección 3.4) La masa mo- lar del K¿PO, es 3(39.1) + 31.0 + 4(16.0) = 212.3 g/mol. Convertimos miligramos a gramos y luego a moles para obtener 107? gK5PO, I 1 mol K¿PO, 1mgK3PO7 / 2123 gK3PO7. Determinamos el número de moles de AgNO) a partir del volumen y la molaridad de la diso- lución. ==> (Sección 4.5) Convertimos mililitros a litros y luego a moles para obtener 10? Ly /0.050 mol AgNOz 1mE í Al comparar las cantidades de los dos reactivos, vemos que hay (7.5 X 1071)/(8.32 x 107%) = 2 veces más moles de AgNO) que moles de K¿PO). Sin embargo, según la ecuación balan- ceada, 1 mol de K¿PO, requiere 3 mol de AgNO3. Por tanto, no hay suficiente AgNO) para con- sumir el K¿PO,, y AgNO) es el reactivo limitante. (70.5 mgKroD( ) = 3.32 x 10* mol K¿PO, 150mto(; ) =7.5 X 10"* mol AgNO, 144 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones (6) El precipitado es AgaPO;, que tiene una masa molar de 3(107.9) + 31.0 + 4(16.0) = 418.7 g/mol. Para calcular el número de gramos de AgaPO, que podrían producirse en esta reacción (el rendimiento teórico), usamos el número de moles del reactivo limitante, convirtiendo mol AgNO; => mol AgaPO, > g AgaPO;. Usamos los coeficientes de la ecuación balanceada para con- vertir moles de AgNO; en moles de AgaPO), y usamos la masa molar de AggPO, para conver- tir en gramos el número de moles de esta sustancia. 1 mol AgzPOz* / 418.7 g AggPO, (7.5 x 107% o no) = 0.10 g AgzPO, 3.mobAgNOs JI1 molAgaPOz La respuesta sólo tiene dos cifras significativas porque la cantidad de ANO) se da con sólo dos cifras significativas. Resumen y términos clave Introducción y Sección 4.1 Las disoluciones en las que el agua es el medio de disolución se llaman disoluciones acuosas. El componente de la disolución que está en mayor cantidad es el disolvente; los demás componentes se llaman solutos. Cualquier sustancia cuya disolución acuosa contiene ¡ones se denomina electrólito. Cualquier sustancia que forma una disolución que no contiene ¡ones es un no electrólito. Los electrólitos que están presentes en disolución totalmente co- mo iones son electrólitos fuertes, mientras que los que están presentes parcialmente como iones y parcialmente como mo- léculas son electrólitos débiles. Los compuestos iónicos se disocian en iones cuando se disuelven, y son electrólitos fuer- tes. La mayor parte de los compuestos moleculares son no electrólitos, aunque algunos son electrólitos débiles, y unos cuantos, electrólitos fuertes. Al representar la ionización de un electrólito débil en disolución, se usa una flecha doble pa- ra indicar que las reacciones hacia adelante y hacia atrás pue- den lograr un balance llamado equilibrio químico. Sección 4.2 Las reacciones de precipitación son aquellas en las que se forma un producto insoluble, llamado precipitado. Las reglas de solubilidad ayudan a determinar si un compues- to iónico es o no soluble en agua. (La solubilidad de una sus- tancia es la cantidad que se disuelve en una cantidad dada de disolvente.) Las reacciones como las de precipitación, en las que los cationes y aniones parecen intercambiar compañeros, se lla- man reacciones de intercambio o reacciones de metátesis. Podemos escribir ecuaciones químicas para indicar si las sustancias disueltas están presentes en disolución de forma predominante como iones o como moléculas. Si escribimos las fórmulas químicas completas de todos los reactivos y pro- ductos, la ecuación es una ecuación molecular. En una ecua- ción iónica completa muestra todos los electrólitos fuertes disueltos en forma de sus iones componentes. En una ecua- ción iónica neta, los electrólitos fuertes se escriben en sus for- mas iónicas y se omiten los iones que no cambian durante la reacción (iones espectadores). Sección 4.3 Los ácidos y bases son electrólitos importan- tes. Los ácidos son donadores de protones; aumentan la con- centración de H” (ac) en las soluciones acuosas a las que se agregan. Las bases aceptan protones; aumentan la concentra- ción de OH” (ac) en las disoluciones acuosas. Los ácidos y ba- ses que son electrólitos fuertes se llaman ácidos fuertes y bases fuertes, respectivamente; los que son electrólitos débi- les se llaman ácidos débiles y bases débiles. Si mezclamos disoluciones de ácidos y bases, hay una reacción de neutra- lización. La reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y una sal. También pueden formarse gases como resultado de reacciones ácido-base. La reacción de un sulfuro con un ácido forma H)S(g); la reacción entre un carbonato y un ácido forma CO»(g). Sección 4.4 La oxidación es la pérdida de electrones por parte de una sustancia, en tanto que la reducción es la ganan- cia de electrones por una sustancia. Los números de oxida- ción ayudan a seguir la pista a los electrones durante las reacciones químicas, y se asignan a los átomos empleando re- glas específicas. La oxidación de un elemento hace que aumente su número de oxidación, mientras que una reducción va acompañada de una disminución en el número de oxida- ción. La oxidación siempre va acompañada por reducción, lo que da lugar a reacciones de oxidación-reducción, o redox. Muchos metales son oxidados por O,, ácidos y sales. Las reacciones redox entre metales y ácidos y entre metales y sa- les se denominan reacciones de desplazamiento. Los pro- ductos de tales reacciones siempre son un elemento (Hp o un metal) y una sal. La comparación de tales reacciones nos per- mite ordenar los metales según la facilidad con que se oxi- dan. Una lista de metales ordenados de mayor a menor facilidad de oxidación se denomina serie de actividad. Cual- quier metal de la lista puede ser oxidado por iones de meta- les (o H”) que estén más abajo que él en la serie. Sección 4.5 La composición de una disolución expresa las cantidades relativas de disolvente y solutos que contiene. Una de las formas más comunes de expresar la concentración de un soluto en una disolución es en términos de molaridad. La molaridad de una disolución es el número de moles de solu- to por litro de disolución. Esta unidad de concentración nos permite interconvertir volumen de disolución y número de moles de soluto. Podemos formar disoluciones de molaridad conocida ya sea pesando el soluto y diluyéndolo a un volu- men conocido o por dilución de una disolución más concen- trada cuya concentración se conoce (una disolución stock). La adición de disolvente a la disolución (el proceso de dilución) disminuye la concentración del soluto, sin alterar el número de moles de soluto que hay en la disolución (Meonc X Veone = Mai X Vas).