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 H 2O, y los iones negativos (aniones) son atraídos por el extremo positivo. Al disolverse un compuesto iónico, los iones quedan rodeados por moléculas de H 2O. 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 CH 3COOH (NH 2) 2CO (urea) HNO 3 HF CH 3OH (metanol) HClO 4 HNO 2 C 2H 5OH (etanol) H 2SO 4 NH 3 C 6H 12O 6 (glucosa) NaOH H 2O C 12H 22O 11 (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: H 2O H + + OH - (ecuación simplificada) La constante de equilibrio: K= [H + ] [OH - ] / [ H 2O ] Donde [ H 2O ] 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 [ H 2O ] 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 + ] > 1x10-7 para 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. (4) ph = -log [ H + ] = log 1 / [ H + ] 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 10-7 ; 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) 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. C ma n m C n+ + n A m- Donde 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 = [C n+ ] m [A m- ] 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