Equilibrio En Soluciones

EQUILIBRIO EN SOLUCIONES IÓNICAS

Es una especie de equilibrio químico que se da en ciertas soluciones, las cuales tienen la propiedad de conducir electricidad, a estas se les llamo soluciones de electrólitos.

 ELECTRÓLITOS

Los electrolitos contienen iones libres los cuales se portan como conductores eléctricos, al estos separarse dan lugar a otros que forman soluciones conductoras, esto fue dicho por el físico y químico Svante Arrhenius (Uppsala, 1859 - Estocolmo, 1927).

Por otro lado podemos encontrar soluciones moleculares o de no electrolitos, estas son aquellas que no conducen electricidad debido a que al soluto que contienen no se le separan los iones, por lo tanto continua con su forma natural. Un ejemplo de estas sustancias son los azúcares e hidrocarburos.

Los electrolitos podemos clasificarlos en:

• Electrolitos débiles: se ionizan en una proporción baja, así que las moléculas no se separan casi, lo que conlleva a que la conducción de electricidad sea mínima. Se dan en reacciones reversibles. Por ejemplo:

NH4OH NH4+ + OH

• Electrolitos fuertes: estos son los que se separan del todo, por lo que resultan soluciones que conducen electricidad. Por ejemplo: HCl, H2SO4,

HNO3, todos los hidróxidos excepto el NH4OH y la mayoría de las sales.

Estos electrolitos fuertes a su vez podemos clasificarlos en:

• Los ácidos fuertes: son aquellos que forman disoluciones acuosas siempre que el disolvente es agua, para que en su mayoría las moléculas se ionicen, ganando electrones y donando protones. Por ejemplo: HNO3, H2SO4, HBr, HClO4, entre otros.

• Las bases fuertes: las bases en si son sustancias que aportan iones OH- al medio cuando son disueltas en H2O, y las bases fuertes a diferencia, se disocian completamente dando su máxima cantidad de iones OH- a una temperatura y una presión constantes. Por ejemplo:

BOH B+ + OH-

Entre los ejemplos más comunes están: NaOH, KOH, CsOH, entre otros, suelen formarse en su mayoría con los metales del grupo IA y algunos del grupo IIA.

• Las sales solubles: la mayoría de estas son compuestos iónicos, así se encuentren en estado sólido o como en su mayoría en una solución. Por ejemplo:

NaCl (ac) Na+ (ac) + Cl-(ac)

 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

Las reacciones que explican el proceso de disolución ocurren en su mayoría hacia la derecha, con electrólitos fuertes, por ejemplo:

HCl (ac) H+ (ac) + Cl-(ac)

Esto es un sistema que no se encuentra en equilibrio ya que la velocidad es mayor hacia la derecha que hacia la izquierda.

En una solución con electrólito débil, una parte se halla separada y la otra se encuentra en su estado natural.Veamos la disociación de las tres clases principales de electrólitos: ácidos, bases y sales:

• Disociación en ácidos: esto se da cuando los ácidos se disuelven en agua y son arrebatados hacia el polo positivo y negativo del H2O, durante todo el proceso se liberan hidrogeniones (H+), estos son átomos de hidrogeno que no tiene e-, por lo tanto tan solo poseen protones (cargas positivas).

FÓRMULA:

HA (ac) H+(ac) + A-(ac)

Si el ácido es un electrolito débil, los iones se asocian nuevamente para dar resultado a un equilibrio entre el ácido y los iones; si por el contrario es un electrólito fuerte hay un 100% de probabilidad de que se disocie y de que sea una reacción irreversible.

La constante de disociación (Kd.), se halla cuando la solución se encuentra en equilibrio, y la constante de acidez (Ka.), cuando se es necesaria para un ácido.

FÓRMULA:

Ka= [H+] [A-] / [HA]

• Disociación de bases: es muy similar a la disociación de ácidos pero como diferencia tiene que liberan iones OH- o hidroxilo, con las bases débiles el equilibrio se da rápidamente y está relacionado con la constante de basicidad (Kb).

FÓRMULAS:

MOH (ac) M+(ac) + OH-(ac) Y Kb = [M+] [OH-] / [MOH]

• Disociación

...