Disoluciones Químicas

Tipos de Solutos

Los solutos en disolución se pueden dividir en dos categorías:

  1. Electrolito: Solutos que al disolverse en agua forman una disolución que conduce la corriente eléctrica. Los electrolitos pueden ser:
  • Fuertes: Cuando están totalmente disociados (Ej: HCl).
  • Débiles: Cuando están parcialmente ionizados (Ej: CH3COOH).
No electrolito: Soluto que no conduce la corriente eléctrica cuando está disuelto en agua (Ej: El azúcar).

Teorías Ácido-Base

Teoría de Arrhenius

  • Ácido: Sustancia que en disolución acuosa libera uno o más iones hidrógeno (H+) por cada molécula, como uno de los productos de su disociación iónica, en contacto con el agua.
  • Base: Sustancia que en disolución acuosa libera uno o más iones hidróxido (OH–) por cada molécula, como uno de los productos de su disociación iónica, en contacto con el agua.

Teoría de Brönsted-Lowry

  • Ácido: Cualquier especie que tiene tendencia a ceder un protón a otra especie, generalmente en agua.
  • Base: Sustancia que tiende a aceptar un protón de otra sustancia.

Sustancia anfótera: Aquellas sustancias que pueden presentar tanto comportamiento ácido como básico, dependiendo de con qué sustancia se enfrente (Ej: HCO3–).

Autoionización del Agua y Escala de pH

El agua pura presenta una baja conductividad eléctrica. Aunque el agua experimente autoionización, es un electrólito muy débil y, por lo tanto, un conductor eléctrico muy malo.

El pH de una disolución es una medida de la concentración de iones hidrógeno en dicha solución y se define como:

pH = -log [H+]

Un ácido o una base es fuerte cuando se encuentra prácticamente disociado (α = aproximadamente 1). Si apenas se ha disociado, el ácido o la base se considera débil.

Metales y No Metales

Metales

  1. Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, NH4
  2. Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd
  3. Al
  4. Au
  5. Fe, Co, Ni
  6. Pt, Pb, Sn, Ir
  7. Cr
  8. Mn

No Metales

  1. H, F
  2. O
  3. S, Se, Te
  4. N
  5. P, As, Sb
  6. B
  7. C, Si
  8. Cl, Br, I

Casos Especiales

  • P y As:
    • HPO2–: Ácido metafosforoso
    • H4P2O5: Ácido pirofosforoso
    • H3PO3: Ácido fosforoso
    • HPO3: Ácido metafosfórico
    • H4P2O7: Ácido pirofosfórico
    • H3PO4: Ácido fosfórico
  • Cr:
    • H2CrO4: Ácido crómico
    • H2Cr2O7: Ácido dicrómico
  • Mn:
    • H2MnO3: Ácido manganoso
    • H2MnO4: Ácido mangánico
    • HMnO4: Ácido permangánico
  • B:
    • HBO2: Ácido metabórico
    • H3BO3: Ácido bórico
    • H2B4O7: Ácido tetrabórico

Nomenclatura de Oxoácidos

  • 4 valencias: hipo-oso, -oso, -ico, -per-ico
  • 3 valencias: hipo-oso, -oso, -ico
  • 2 valencias: -oso, -ico

Hidrólisis de Sales

  • Si hay hidrólisis:
  1. La base conjugada proviene de un ácido débil.
  2. El ácido conjugado proviene de una base débil.

La solución resultante será ácida o básica.

No hay hidrólisis:
  1. La base conjugada o ácido conjugado provienen de un ácido o base fuerte.

La solución resultante es neutra.

Tipos de Sales

  • Sales neutras: Como no se produce hidrólisis con ninguno de los iones, las concentraciones de los protones y grupos OH– permanecen constantes, por lo que la disolución resultante es neutra. El anión que aporta la sal proviene de una base conjugada de un ácido fuerte, el pH de la solución es neutro, ya que ambos iones no hidrolizan. En consecuencia, los iones H+ y OH– en la solución acuosa son los aportados únicamente por la autoionización del agua.
  • Sales ácidas: De acuerdo con la última reacción, estamos aumentando las concentraciones de protones en el medio. El anión que aporta la sal es una base conjugada de un ácido fuerte, la solución resultante será ácida (pH menor que 7). El catión hidroliza dando como producto el ion H3O+ y la base débil correspondiente.
  • Sales básicas: El catión que aporta la sal es un ácido conjugado de una base fuerte, la solución resultante será básica (pH mayor que 7). El anión hidroliza dando como producto el ion OH– y el ácido débil correspondiente.

Disoluciones Amortiguadoras

Las disoluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón se caracterizan porque tienen la propiedad de mantener el pH del medio constante aún cuando diluimos o añadimos sobre ellas cantidades moderadas de ácidos o bases.

Las disoluciones amortiguadoras están formadas por:

  • Un ácido débil y una sal de dicho ácido (Ej: CH3COOH / CH3COONa).
  • Una base débil y una sal de dicha base (Ej: NH3 / NH4Cl).
  1. Si añadimos una pequeña cantidad de ácido: La reacción tiene un pH inicial, al añadir HCl aumenta la concentración de protones en el medio. El sistema reacciona en contra de esta acción desplazándose hacia la izquierda, de tal forma que, a medida que aumenta la concentración del ácido acético, disminuye la del ion acetato hasta que se reestablezca el equilibrio. Al tratarse de una disolución amortiguadora, cuya función es mantener el pH inicial, el equilibrio intentará recuperar el valor inicial de pH, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda hasta que el pH tenga los valores iniciales.
  2. Si añadimos una pequeña cantidad de base: Se produce una disminución de la concentración de protones en el medio. El sistema reacciona en contra de esta acción desplazándose hacia la derecha, para recuperar la concentración inicial de protones, y por tanto, el pH.

pH en el Punto de Equivalencia

pH de una disolución formada por volúmenes y concentraciones iguales: Al añadir volúmenes iguales de una disolución de ácido y una disolución de base de la misma concentración, introducimos el mismo número de moles de ácido que de base. Como la reacción de neutralización transcurre mol a mol, se produce una neutralización completa entre el ácido y la base, no quedando ninguno de ellos en exceso, por lo que la disolución resultante será neutra, y su pH = 7.

¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia?: El pH en el punto de equivalencia es 7, al tratarse de una valoración entre un ácido fuerte y una base fuerte. La sal formada, al disociarse en sus iones, ninguno de ellos da hidrólisis.

Procedimiento Experimental

Adicionamos los 10 ml de HCl 0,2 M en un matraz Erlenmeyer. A continuación, llenamos una bureta con la concentración de NaOH 0,1 M. Adicionamos unas gotas de fenolftaleína en un matraz Erlenmeyer. El matraz no cambia de coloración porque la fenolftaleína es incolora en medio ácido. Seguidamente abrimos la llave de la bureta y comenzará a caer NaOH en la disolución de HCl. Dejaremos un bote continuo hasta que observemos un cambio de color en el matraz (coloración rosa, que es el color del fenolftaleína en medio básico). En ese instante consideramos que se ha alcanzado el punto de equivalencia y la neutralización ha concluido. Finalmente, basta mirar en la bureta el volumen de NaOH consumido.