Equilibrio en Soluciones Acuosas

Equilibrio en Soluciones
Acuosas
Contenido
I
Pág.
1. Equilibrio en Soluciones Acuosas (Resumen)
1.1.
1
Propiedades Electrolíticas
1
1.2. Compuestos iónicos en agua
2
1.3.
Compuestos moleculares en agua
2
1.4.
Electrólitos fuertes y débiles
2
1.5.
Grado de disociación
3
1.6.
Disociación del agua, pH
3
1.7.
pOH
5
1.8.
Soluciones neutras, ácidas y básicas
5
1.9.
Efecto ion común
5
1.10. Hidrólisis de sales
6
1.11. Producto de Solubilidad
6
2. Conclusiones
7
3. Bibliografía
8
II
Equilibrio en Soluciones Acuosas
Muchas reacciones químicas y prácticamente todos los procesos biológicos se llevan a cabo en
un medio acuoso.
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia
presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en mayos cantidad.
Las disoluciones acuosas son las que el soluto es un líquido o un sólido y el disolvente es agua;
sin embargo, una disolución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o
líquida (agua de mar)
(1)
Propiedades Electrolíticas
Imagine que prepara dos disoluciones acuosas, una disolviendo una cucharadita de sal en un
vaso de agua, y la otra con azúcar. Ambas disoluciones son transparentes e incoloras ¿En qué
difieren? Una diferencia, está en su conductividad eléctrica: la disolución de sal es un buen
conductor de la electricidad, pero la disolución de azúcar no lo es.
El que una disolución conduzca o no la electricidad puede determinarse empleando un
dispositivo como en la figura. Para encender la bombilla, debe fluir una corriente eléctrica entre
los dos electrodos que están sumergidos en la disolución. Aunque el agua es si es mal conductor
de la electricidad, la presencia de iones hace que las disoluciones acuosas se conviertan en buenos
conductores. Los iones transportan carga eléctrica de un electrodo a otro, cerrando el circuito
eléctrico. Así, la conductividad de las disoluciones de NaCl se puede atribuir a a la presencia de
iones en la disolución, y la falta de conductividad de las disoluciones de sacarosa indica la ausencia
de iones. Cuando el NaCl se disuelve en agua, la disolución contiene iones Na+ y Cl-, ambos
rodeados por moléculas de agua.
(2)
Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no
electrólitos. Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve enagua, forma una disolución
que conduce la electricidad. Un no electrólito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve
en agua.
(1)
Así, una sustancia como el NaCl cuyas disoluciones acuosas contienen iones y por tanto
conducen electricidad de denomina electrólito
(2)
1
Compuestos iónicos en agua
El sólido iónico se disocia en sus iones componentes al disolverse. El agua es muy buen
disolvente de los compuestos iónicos. Aunque es una molécula eléctricamente neutra, un extremo
de la molécula (el átomo de O) es rico en electrones y por tanto tiene una carga negativa parcial. El
otro extremo (los átomos de H) tiene una carga positiva parcial. Los iones positivos (cationes) son
atraídos por el extremo negativo del H2O, y los iones negativos (aniones) son atraídos por el
extremo positivo. Al disolverse un compuesto iónico,
los iones quedan rodeados por moléculas de H2O.
Éste proceso ayuda a estabilizar los iones en
disolución y evita que los cationes y aniones se
recombinen.
(2)
Compuestos moleculares en agua
Cuando un compuesto molecular se disuelve en agua, la disolución por lo regular consiste en
moléculas individuales dispersas en la disolución. Por ello, casi todos los compuestos moleculares
no son electrolíticos.
No obstante, hay unas cuantas sustancias moleculares cuyas disoluciones acuosas contienen
iones. Las más importantes de éstas son los ácidos.
(2)
Electrólitos fuertes y débiles
En un electrólito fuerte está casi totalmente ionizado, quedan pocas moléculas no ionizadas
en contacto en sus respectivos iones.
En un electrólito débil, poco ionizado, hay escasos iones en contacto con las moléculas no
ionizadas.
Para distinguir electrólitos fuertes de electrólitos débiles se estableció un grado de ionización.
Se lo determina con dos datos numéricos:
•n, número de moles disueltos, calculado mediante el cociente entre la masa y el mol del
soluto: n = m/M,
•n i número de moles ionizados, cuando la sustancia se disuelve en agua.
(3)
2
Los electrólitos fuertes y débiles difieren en el grado en que conducen la electricidad. Los
electrolitos fuertes son aquellos solutos que existen en disolución exclusivamente (o casi
exclusivamente) como iones. Los electrólitos débiles son aquellos solutos que existen en
disolución principalmente en forma de moléculas, aunque hay una pequeña fracción que está en
forma de iones.
Se debe tener cuidado de no confundir el grado en el que un electrólito se disuelve son su
calidad de fuerte o débil.
(2)
Clasificación de solutos en disolución acuosa
Electrólito Fuerte
Electrólito Fuerte
No Electrólito
HCl
CH3COOH
(NH2)2CO (urea)
HNO3
HF
CH3OH (metanol)
HClO4
HNO2
C2H5OH (etanol)
H2SO4
NH3
C6H12O6 (glucosa)
NaOH
H2O
C12H22O11 (sacarosa)
Ba(OH)2
En la tabla se muestran ejemplos de electrólitos fuertes, débiles y no electrólitos.
(1)
Grado de disociación (α )
Es igual al número de moles disociados (n) sobre el número de moles que habría de no haber
disociación (N).
α=n/N
Electrolitos fuertes son aquellos que se disocian totalmente o casi totalmente en iones; en este
caso α tiende a uno.
Electrolitos débiles son los que se disocian muy poco en iones. En este caso α tiende a cero.
Disociación del agua, pH.
El agua es un electrolito “extremadamente débil” y está muy poco disociada en sus iones de
acuerdo a la siguiente reacción:
H2O ⇐⇒ H+ + OH- (ecuación simplificada)
La constante de equilibrio:
K= [H+ ] [OH- ] / [ H2O ]
Donde [ H2O ] es la concentración molar del agua y es igual a 55 M y para soluciones diluidas
podemos considerarla constante. Luego podemos escribir:
Kw = [H+] [OH-] = K [ H2O ]
3
KW se denomina producto iónico del agua, su valor aumenta rápidamente con la temperatura y a
25°C KW = 1.10-14; a 100°C KW = 1.10-12.
En el agua pura [H+ ] = [OH- ],
KW = [H+] 2 = [OH-] 2 = 1x10-14
[H+] = [OH-] = 1x10-7 (a 25°C)
Vemos que la concentración de iones hidrógeno en el agua pura es 1x10-7 M y una solución que
tenga dicha concentración de iones hidrógeno se define como neutra.
Una solución es neutra a cualquier temperatura cuando:
[H+] / [OH-] = 1
En cualquier solución acuosa si la [H+] > 1x10-7para que KW se mantenga constante disminuirá la
[OH-] y la solución será ácida:
[H+] = KW / [OH-]
Si la [OH-] > 1x10-7, disminuirá la [H+] y la solución será básica:
[OH-] = KW / [H+]
(5)
Para evitar el uso de la notación científica (exponencial) en la expresión de concentraciones de las
sustancias, en 1909 el químico Sorensen postuló la escala de pH (a veces mal llamada “escala de
potencial hidrógeno”), la cual se define como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración
molar de iones hidrogeniones.
La escala de pH permite conocer el grado de acidez o de basicidad de una sustancia.
pH = -log [ H+ ] = log 1 / [ H+ ]
(4)
y [ H+ ] = 10-pH
De manera análoga se define:
pOH = - log [OH- ] = log 1/ [OH- ]
A temperatura ambiente (25°C)
pH + pOH = 14
Si la solución tiene reacción neutra, [H+] = [OH-] y pH = pOH = 7
Si la solución tiene reacción ácida, [H+] > 1x10-7, por lo tanto pH < 7 < pOH.
Si la solución tiene reacción básica, [H+] < 1x10-7< [OH-] y pH > 7 > pOH.
Recordar: pH “menor” significa mayor concentración de iones hidrógeno.
(5)
4
pOH
De manera análoga se puede considerar la escala de pOH, que es el logaritmo negativo en
base 10 de la concentración molar de iones hidroxilos.
(4)
Soluciones neutras, ácidas y básicas
Cuando la concentración de protones y de oxhidrilos es la misma, la solución es neutra.
Cuando se añade un ácido al agua pura (neutra) aumenta concentración de protones, y ello
da lugar a soluciones ácidas.
Cuando se añade una base al agua pura (neutra) aumenta la concentración de oxhidrilos, y
ello da origen a soluciones básicas.
Por tanto, una solución neutra tiene una concentración de iones hidrógeno (protones) igual a
10 ; una solución ácida tiene una concentración de protones mayor que 10-7; y una solución
básica tiene una concentración de protones menor que 10-7.
(4)
-7
Efecto ion común
El efecto ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para
disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno
de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir, para que Kps
permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la
solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de
agente precipitante.
Ejemplo catión plata. Si una solución contiene disueltas dos sustancias que tienen un ión
en común (por ejemplo cloruro de plata y nitrato de plata), al calcular el producto iónico (PI), no
solo debe considerarse el aporte de catión plata proveniente del cloruro, sino también el que
proviene del nitrato de plata. Si el nitrato de plata se agrega a una solución saturada de cloruro de
plata, el incremento provocado en la concentración molar del catión plata hará que el PI sea
mayor que el Kps, por lo tanto, precipitará algo de cloruro de plata para restablecer el equilibrio. El
efecto del agregado de un ión común es una disminución en la solubilidad de la sal (cloruro de
plata en este caso)
Efecto ión común: una sal es menos soluble si uno de sus iones se encuentra ya en
disolución.
(6)
5
Hidrólisis de sales
Se denomina hidrólisis al proceso por el cual, una sal al disolverse en agua, regenera el
ácido o la base de la cual proviene, dando origen a una solución cuya reacción es alcalina o
ácida, según los casos.
(5)
El término hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o
de ambos, con el agua. Por lo general la hidrólisis de una sal afecta el pH de una disolución.
(1)
Producto de Solubilidad
El producto de solubilidad de un compuesto iónico es el producto de las concentraciones
molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del
coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.
CmAn ↔ m Cn+ + n AmDonde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices
estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad será:
Kps = [Cn+]m [Am-]n
El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su
valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si
aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo el
estado de equilibrio de solubilidad, la concentración del otro ion se verá disminuida debido al
efecto ion común (efecto de acción de masa).
Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar,
número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L); y como
solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (gr/L). Todo
esto ha de calcularse teniendo en cuenta una temperatura que ha de permanecer constate y
que suele ser la indicada en las condiciones estándar o condiciones de laboratorio (P=101 kPa,
T=25ºC). 4
(7)
6
Conclusiones

Las disoluciones acuosas conducen la electricidad si los solutos son electrólitos. Si los
solutos son no electrólitos no conducirán la electricidad.

Un electrólito fuerte es aquel que está casi totalmente disociado por lo que el porcentaje
de ionización tiende a uno.

Un electrólito débil es aquel que está parcialmente disociado por lo que el porcentaje de
ionización será menor que uno y tenderá a cero.

La acidez de una disolución acuosa se expresa como su pH, que se define como logaritmo
negativo de la concentración de ión hidrógeno.

Las bases fuertes en disolución acuosa incluyen los hidróxidos de los metales alcalinos y
alcalinotérreos (excepto el berilio)

Mientras más diluida es una disolución de un ácido débil, mayor será su porcentaje de
ionización.

El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza de los ácidos.
7
Bibliografía
CHANG, Raymond; “Química”; Editorial McGraw Hill;
Novena Edición. 2007. México. Págs 650, 674, 120 - 122
(1)
http://74.125.93.132/search?q=cache:u19ZJnLGoQUJ:www.monografias.com/trabajos5/aciba/aci
ba.shtml+Electr%C3%B3litos+fuertes+y+d%C3%A9biles&cd=1&hl=en&ct=clnk
(3)
http://books.google.com/books?id=43qKhqwAoLgC&pg=PA114&lpg=PA114&dq=Propiedades+Ele
ctrol%C3%ADticas&source=bl&ots=H3iKNMHi3e&sig=tt5iWEtFuubvcKpVMxK7mxEkz0M&hl=en&e
i=PEsTS9PfMtKwlAfdiKSeBA&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=10&ved=0CDwQ6AEwCQ#
v=onepage&q=Propiedades%20Electrol%C3%ADticas&f=false
(2)
http://docs.google.com/viewer?a=v&q=cache:SwFtEAREocMJ:www.fi.uba.ar/materias/6302/TP8.
pdf+electrolitos+fuertes&hl=en&pid=bl&srcid=ADGEESjM4iArrT55VcfyrS4VjOR5wCg_9SFL3zCRUle
pLDTUv6XbcmYGZudAdSSYgjLq1nISFymNw69FeWXmVAaNMGXOKqRu5J52IZEvmaY6Lgn0w9wkEq
4e8hkoS-6pstaA670-kTzg&sig=AHIEtbRFpVXjUibLhwUmdNECAfXJXL3FBg
(5)
http://es.wikipedia.org/wiki/Efecto_ion_com%C3%BAn
(6)
http://es.wikipedia.org/wiki/Producto_de_solubilidad
(7)
http://olydan.iespana.es/quimacidobase.htm#Electrolitos
(4)
Fecha de Consulta: Desde Domingo, 29 de noviembre 2009 hasta martes, 1 de diciembre de 2009
8