Resúmen de química general

Reacciones de precipitación y reacciones ácido-base

Veremos  2 tipos importantes de reacciones, las primeras, reacciones de precipitación donde al combinar 2 o más compuestos ocurre la formación de un compuesto, precipitado,  que es insoluble en el medio donde se está trabajando. Veremos el concepto de solubilidad y los tipos de ecuaciones que describen a estas reacciones. En las reacciones ácido-base ocurre un fenómeno de desplazamiento de protones H+ entre las sustancias involucradas.

Reacciones de precipitación

La característica principal de este tipo de reacciones es la formación de un sólido insoluble denominado precipitado. A continuación se describen 2 ejemplos típicos:

1. Nitrato de plata con cloruro de sodio: Se forma un precipitado, cloruro de plata, de color blanco.

AgNO3 + NaCl → AgCl(s) + NaNO3

2. Nitrato de plomo con ioduro de potasio: Se forma el ioduro de plomo de color amarillo.

Pb(No3)2+ 2KI → PbI2↓ + 2KNO3

Cuando se escribe la reacción química es normal colocar entre paréntesis la letra “s” o el símbolo↓ que denota que ese es el compuesto que precipita.

Solubilidad

Este concepto sirve para predecir la formación de un precipitado en una disolución. Entendemos por solubilidad a la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. En general, se dice que una sustancia es soluble cuando se agrega a un disolvente y a simple vista no se observan  cristales, caso contrario, se dice que el soluto es ligeramente soluble o insoluble. Por lo general, al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad del soluto.

Existen gráficos de solubilidad Vs temperatura que pueden consultarse para conocer los coeficientes de solubilidad, por ejemplo, la solubilidad del NaCl en agua a 20ºC es de 36 g/100ml.

Índice de solubilidad

Existen compuestos más solubles que otros, para poder categorizarlos cuantitativamente, se emplea el índice de solubilidad s y como regla práctica se tiene que si:

s ≥ 2*10-2 M el soluto es Soluble

10-5 M <s < 2*10-2 M el soluto es poco soluble

s < 10-5 M el soluto es insoluble

Es muy importante considerar al índice de solubilidad en las unidades de molaridad M (moles de soluto/ L de disolución)

Ecuaciones

Para describir a las reacciones de precipitación se emplean 3 tipos de ecuaciones.

Ecuaciones molares

Todos los compuestos involucrados se expresan como si se encontrasen como moléculas, como ejemplo:

BaCl2 (ac)+Na2SO4 (ac) →BaSo4 (s)+ 2NaCl(ac)

Este tipo de ecuación son de utilidad para conocer que compuestos se están empleando, pero como se explica ” Reacciones en disolución acuosas” ,  no representan fehacientemente lo que está ocurriendo en la disolución ya que sabemos que los compuestos se encontrarán en forma de iónes.

Ecuaciones iónicas

En una disolución hay presencia de iones, por lo que una representación más clara de los actores involucrados en la reacción se consigue empleando una ecuación iónica como se describe a continuación:

Ba+2(ac)   +   2Cl (ac) + 2 Na(ac)  + SO4+2(ac)   →BaSO4 (s) + 2Na+ (ac)   + 2 Cl(ac)

Se puede observar como todas las especies presentes se esquematizan como iones en solución (es por ello que se escribe (ac) junto a cada ion que significa: “en medio acuoso”).

Continuando con el ejemplo, vemos que el ion cloruro y el sodio aparecen a ambos lados de la ecución y no intervienen en la formación del precipitado, el sulfato de bario (BaSO4), por lo cual podemos simplificarlos para reducir la ecuación. A estos iones que no están involucrados de forma directa en la ecuación, se los denomina iones espectadores.

  •  Ecuación iónica neta

Al eliminar los iones espectadores, obtenemos el tercer tipo de ecuación, la ionica neta que solo muestra los iones que son necesarios para la formación del precipitado.

Ba+2(ac)   + SO4+2(ac)   →BaSO4 (s)

Reacciones ácido-base

3 definiciones para ácidos y bases.

  • Arrhenius

Ácido: sustancia que en medio acuoso se ioniza para formar H+

Base: sustancia que en medio acuoso se ioniza para dar OH

  • Lewis

Ácido: sustancia que puede aceptar electrones

Base: sustancia que puede donar electrones

  • Bronsted

Ácido: sustancia que puede donar protones

Base: sustancia que puede aceptar protones

Las definiciones de Arrhenius sólo son válidas para medios acuosos, las de Lewis cuando hay transferencia de electrones y las de Bronsted cuando hay intercambio de protones.

Ácidos

En la ecuación que sigue se muestra la ionización del ácido clorhídrico en agua. El protón se encuentra hidrolizado, es decir, rodeado de moléculas de agua y por ello se lo simboliza como H3O+ y se denomina ion hidronio. El agua en esta reacción actúa como una base de Bronsted ya que acepta un protón y el HCl actúa como ácido de Bronsted donando un protón.

HCl(ac) + H2O(l)→ H3O+(ac) + Cl(ac)

También se puede describir la misma reacción de la siguiente manera, lo importante es notar que las ecuaciones se encuentran balanceadas!

HCl(ac) → H+ (ac) + Cl(ac)

Podemos encontrar ácidos monopróticos, dipróticos y en general, polipróticos, dependiendo de la cantidad de protones que sean capaces de donar. A su vez, también se puede clasificar a los ácidos según sean fuertes (electrolitos fuerte) o débiles (electrolitos débiles). A continuación se listan ejemplos de estos tipos de compuestos

Ejemplos de ácidos fuertes y débiles

Ácidos fuertesÁcidos débiles
HCl

HF
HBr
HNO2

HI
H3PO4
HNO3CH3COOH
H2SO4

Ejemplos de ácidos monopróticos, dipróticos, tripróticos

Ácidos monopróticos

Ácidos dipróticos
Ácidos tripróticos

HCl
H2SO3
H3PO4
HBr
H2S

H3PO3
HI
H2CO3
HNO3
HF
CH3COOH

Bases

Como se explica “Reacciones en disolución acuosa” en  las bases como NaOH se hidrolizan por completo en agua como se muestra a continuación.

NaOH →  Na+ + OH

El grupo hidroxilo (OH) puede aceptar un protón y formar agua, entonces se comporta como una base de Bronsted en esta sitiación.

OH + H+ →  H2O

Reacción de neutralización

Ésta ocurre cuando se mezcla un ácido y una base y se obtiene como producto una sal y agua. La sal es un compuesto iónico formado por el catión de la base y el anión del ácido. Es importante recordar que la reacción ocurre en medio acuoso. Estas reacciones se pueden representar empleando los  tres tipos de ecuaciones que se describieron anteriormente.

NaOH + HCl →  NaCl + H2O

Si la base y el ácido son electrolitos fuertes y se encuentran en iguales cantidades molares entonces como productos sólo encontraremos la sal y el agua. En cambio, si la base o el ácido son uno o los dos electrolitos débiles, entonces algunas moléculas de estos no se habrán neutralizado por lo que estarán presentes una vez transcurrida la reacción. Esto se debe a que los electrolitos débiles se hidrolizan parcialmente en medio acuoso.

Si hay presencia de carbonatos, bicarbonatos, sulfitos o sulfuros, como producto se obtienen gases como productos de reacción.

NaHCo3(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2o(l) + CO2(g)

Na2So3(ac) + 2HCl(ac) → 2NaCl(ac) + H2o(l) + SO2(g)

K2S(ac) + 2HCl(ac) → 2KCl(ac) + H2S(g)

 

Referencias: Chang, Raymond. Química 10º Edición. s.l. : McGrawHill, 2010.

 

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