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Propiedades generales de las disoluciones acuosas

Ejemplos de disoluciones acuosas empleadas en laboratorio
Tubos de ensayo que contienen disoluciones acuosas.

Una disolución acuosa no es más que una mezcla homogénea de dos o más sustancias; en la que una de ellas se encuentra en mucha mayor cantidad frente al resto y se la denomina disolvente; el resto de sustancias minoritarias son los llamados solutos, que se encuentran distribuidos uniformemente. En las disoluciones acuosas el agua es el disolvente y, por lo tanto, las sustancias que hacen de solutos son aquellas que son solubles en agua.

Propiedades de las disoluciones acuosas

El agua pura o destilada por si misma no conduce la electricidad, pero sí con determinados tipos de solutos. Aquellos que hacen que una disolución acuosa pueda conducir la electricidad se les llama electrolitos, debido a que en agua se disocian en iones. En cambio los solutos que no se disocian en iones se les llama no-electrolitos. Dentro de los electrolitos se deben distinguir, según su grado de disociación, en  fuertes si se disocian completamente y débiles si lo es parcialmente.

Clasificación de los solutos en disoluciones acuosas.
Clasificación de los solutos en disoluciones acuosas.

Hay que tener presente que la solubilidad de un compuesto no implica que también sea ionizable. Una sustancia, como el azúcar, puede ser muy soluble; sin embargo si no se ioniza total o parcialmente es un no-electrolito y en consecuencia no conduce la electricidad.

Compuestos e ionización

Los compuestos iónicos que se ionizan en agua, normalmente lo hacen de forma completa y por tanto son electrolitos fuertes. Sin embargo si se trata de un compuesto molecular lo más frecuente es que se trate de un no-electrolito o un electrolito débil.

En el caso de los electrolitos débiles, cuando se ha llegado al máximo grado de disociación, se dice que se ha alcanzado el estado de equilibrio químico; donde la reacción se produce en los dos sentidos, se forman a la vez los iones y el electrolito de manera continua. Por ello en la ecuación química se pone la flecha doble. $$ \mathrm{ XY_{(ac)} \rightleftarrows  X^{+}_{(ac)} + Y^{-}_{(ac)}} $$

Reacciones en disolución acuosa

Las reacciones en disoluciones acuosas son todas aquellas que se dan en medio acuoso, no son un tipo de reacción concreto. Y éstas pueden ser del tipo:

Ácido-base

Aunque ya se conocían en la antigüedad la primera definición moderna de ácido y base fue propuesta por Svante Arrhenius en el siglo XIX. Para Arrhenius un ácido es una sustancia capaz de liberar iones H+ en el agua; y una base es una sustancia capaz de liberar iones OH-  en agua. Un ejemplo de ácido de Arrhenius sería el ácido clorhídrico HCl, que al disolverse en agua libera un ion H+. $$ \mathrm{ HCl_{(ac)}   \longrightarrow     H^{+}_{(ac)}   +   Cl^{-}_{(ac)}} $$ Otros ejemplos de ácidos de Arrhenius son el ácido sulfúrico H2SO4, el ácido bromhídrico HBr, ácido nítrico HNO3 o ácido fosfórico H3PO4. El ejemplo más común de base de Arrhenius es el hidróxido de sodio NaOH que al disolverse en agua libera un ion OH. Otros ejemplos de bases de Arrhenius son el hidróxido de potasio KOH, hidróxido de magnesio Mg(OH)2,  o el hidróxido de litio LiOH. Sin embargo el comportamiento de algunas sustancias; por ejemplo el amoníaco NH3, no encajaban  en la definición de Arrhenius y en el año 1923 Bronsted y Lowry propusieron que un ácido es una sustancia capaz de donar protones y una base como una sustancia capaz de aceptar protones. Por ejemplo:  $$ \mathrm{HCl  +  H_{2}O   \longrightarrow     H_{3}O^{+}   +   Cl^{-}} $$ El ácido clorhídrico dona un protón al agua y el agua sería la base porque es el que recibe ese protón. $$ \mathrm{NH_{3}  +  H_{2}O   –>     NH_{4}^{+}   +   OH^{-} }$$ Aquí el agua (ácido) dona un protón y el amoniaco (base) acepta ese protón. En ese mismo año de 1923 Lewis hace una propuesta más genérica; donde un ácido es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones y una base es una sustancia capaz de donar un par de electrones. El ejemplo más común de esta teoría es el siguiente: $$ \mathrm{BF_{3}   +  NH_{3} \longrightarrow      H_{3}N-BF_{3}} $$
Trifluoruro de boro y amoníaco, ejemplos de ácido y base de Lewis, reacción en disoluciones acuosas.
Trifluoruro de boro y amoníaco, ejemplos de ácido y base de Lewis
Se puede ver que el par de electrones no enlazados del nitrógeno del amoniaco son donados para formar enlace entre el amoniaco NH3   y el  trifluoruro de boro BF3.

Reacciones de precipitación

Una reacción de precipitación se produce cuando los solutos de una disolución acuosa interactúan entre sí para formar un producto sólido e insoluble; tras lo cual, se separa de la disolución. A este producto se le conoce como precipitado. Los más importantes solutos reactivos de estas reacciones son compuestos iónicos que se disocian en iones; cuando se disuelven y combinan pueden generar productos insolubles que precipitan. Aquellos iones que quedan en disolución se les conoce como iones espectadores. Ejemplo de reacción de precipitación:

Por separado en medio acuoso se dan las reacciones de disociación: $$ \mathrm{Pb(NO_{3})_{2 (ac)} \longrightarrow Pb^{2+}_{(ac)} + 2·(NO_{3})^{-} _{(ac)}} $$ $$ \mathrm{ NaI_{(ac)} \longrightarrow Na^{+} _{ac)} + I^{-} _{(ac)}} $$

Si ambas sustancias se mezclan, se da la siguiente reacción de precipitación: $$ \mathrm{Pb^{2+} _{(ac)} + 2·(NO_{3})^{-} _{(ac)} + 2·Na^{+} _{(ac)} + 2·I^{-} _{(ac)} \longrightarrow}$$ $$\mathrm{ \longrightarrow PbI_{2 (s)} + 2·(NO_{3})^{-} _{(ac)} + 2·Na^{+} _{(ac)}}$$

Al eliminar los iones espectadores la ecuación química queda así: $$ \mathrm{Pb^{2+} _{(ac)} + 2·I^{-} _{(ac)}  \longrightarrow PbI_{2 (s)}} $$

Reacciones de oxidación y reducción (Redox)

En disoluciones acuosas también pueden darse reacciones químicas de tipo redox; que se caracterizan porque hay, al menos, un elemento que se oxida (aumenta su número de oxidación) y otro que se reduce (disminuye su número de oxidación). Mediante la variación de los números de oxidación en reactivos y productos se pueden identificar los elementos que ganan electrones y los que los pierden. Ejemplo de reacción redox:

Una típica reacción de oxidación-reducción sería la corrosión de metales por el oxígeno O2. $$ \mathrm{2· Fe_{(s)} + \frac{3} {2} ·O_{2} → (Fe^{3+})_{2} (O^{2-})_{3}} $$ El hierro (Fe) pierde electrones, que son ganados por el oxígeno (O), para cumplir con los principios de electroneutralidad y conservación de la masa.

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