Un electrolito es una
sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones. Los
electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente
ionizados o disociados en medio acuoso.
Un electrolito fuerte es
toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación
de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. (CIQUIME 2014) Por ejemplo:
La mayoría de los compuestos
inorgánicos cristalinos están formados por iones,
es decir, partículas con cargas eléctricas producidas cuando un átomo o grupo
de átomos, pierde o gana electrones, originándose iones positivos o negativos.
La atracción electrostática mantiene unidos los iones en el cristal. Los
cristales iónicos fundidos conducen la electricidad; también las soluciones en
agua u otros disolventes polares de las substancias iónicas son conductores de
electricidad, por lo que se les nombra electrólitos.
Cuando en las soluciones o cristales fundidos se introduce un par de electrodos
y se aplica una diferencia de potencial, los iones se dirigen hacia alguno de
los electrodos. Los que van hacia el pelo negativo, llamado cátodo, se llaman cationes y tienen carga positiva, los que van
al electrodo positivo o ánodo,
son los aniones y tienen carga negativa.
La atracción electrostática
mantiene unidos al conjunto de iones positivos y negativos que constituyen un
compuesto iónico o "molécula". La fuerza solvatadora o capacidad
dieléctrica de un disolvente tiende a separar los iones (ionización) dejándolos
moverse libremente en el seno de la disolución. Para un determinado disolvente
y una determinada concentración, el grado de disociación o ionización de una substancia iónica depende de la
naturaleza de sus iones. Las que se consideran totalmente disociadas, se
denominan electrólitos fuertes y las que se consideran muy poco
disociadas, electrólitos débiles. La potente y mutua
atracción electrostática entre iones de carga contraria, aunque están
solvatados (hidratados cuando el disolvente es agua), tiende a juntarlos
formando la substancia iónica inicial. Esto ocurre particularmente en los
electrólitos débiles lo que origina un equilibrio dinámico entre el compuesto
iónico y sus iones positivos (cationes) y negativos (aniones). a los que pueden
aplicárseles los principios del equilibrio químico y la ley de acción de masas.
Entre el grado de disociación o ionización de un electrólito, su concentración
y su constante de disociación o ionización, hay una relación sencilla que
permite calcular esta constante, si se conoce el grado de disociación. Esto
último es posible por determinación de la conductividad eléctrica de las
disoluciones, conductimetría,
o su presión osmótica, tonometria,
etc.
Las concentraciones de los
iones componentes se calculan a partir de la concentración de la substancia
iónica disuelta inicialmente. Consideremos una disolución diluida de
electrólito fuerte, v.gr.: una disolución 0.1 M de NaCI; las concentraciones de Na+ y Cl- serán 0.1 M y 0.1 M respectivamente.
Si la disolución es 0.05 M en NaCI,
también será 0.05 M en Na+ y 0.05 M en Cl- El sulfato de potasio ( K2SOQ) es otro electrólito
fuerte, por lo que una disolución 0.1 M de K2SO4,
tiene 0.2 M de ion potasio (K+) y 0.1 M de ion sulfato (S04=)
Conviene recordar que al disociarse 1 mol de K2SO4 produce dos iones potasio, hecho que
duplica su concentración y además produce un ion sulfato. Las disoluciones de
electrólitos débiles son sistemas en equilibrio entre iones asociados
(molécula) e iones disociados. La constante de equilibrio es llamada constante de disociación o ionización. Así la disociación
del electrólito débil AB se representa por:
El grado de disociación de AB es igual a la concentración de A+ o B- en moles/litro en que se disocia,
dividido entre la concentración inicial de AB.
En este caso,
en donde [A+]o = concentración en el equilibrio de A+ ; [AB]o = concentración inicial de AB.
Por la estequiometria de la
reacción, el número de moles de AB que se disocia es igual al número de moles
de A+ o B- formado.
En
esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta
es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y
a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de
reactivos y productos tiene un valor constante Keq. (Chile 2011)
En el
equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar,
pero el valor de Keq permanece constante si la
temperatura no cambia.
De
esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura
nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia
los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible.
Un
valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es
mayor que el denominador, lo que quiere decir que la concentración de productos
es más grande, por lo tanto la reacción se favorece hacia la formación de
productos. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el
denominador es mayor que el numerador, la concentración de reactivos es más
grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos. (Brown, y otros 2004)
Conocer
el valor de las constantes de equilibrio es muy importante en la
industria, ya que a partir de ellas se pueden establecer las condiciones
óptimas para un proceso determinado y obtener con la mayor eficiencia el
producto de interés.
Cuando
todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio
se expresa en concentración molar [moles/L]. Si se encuentran en fase gaseosa
es más conveniente utilizar presiones parciales (P). Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la
constante, por considerar que su concentración permanece constante.
Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.
Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a
la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa Ka; y cuando se trabaja con una
especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se
designa Kb.
No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de
equilibrio químico, por ende, a la hora de hacer cálculos, se trata como tal.
Por la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry sabemos que existen
pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base
genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza
opuesta del ácido/base que les dio origen). (Wikipedia 2016)
Sea HA un ácido débil con Ka < 10-2
Entonces, la reacción queda determinada
por:
HA + H2O = H30+ + A-
La expresión de la constante de acidez
queda determinada por la siguiente expresión:
Ka= [H30+][A-]/[HA]
Expresando la reacción inversa:
A- + H30+ = HA + H2O
Como A- es una base, se puede expresar su
constante de basicidad:
Kb= [HA]/[H30+][A-]
Lo que indicaría que Ka*Kb=1;
pero esta relación es válida sólo para la reacción inversa de la reacción
inicialmente planteada.
Si se desea determinar la constante de
basicidad de la reacción directa que se ha planteado inicialmente, tenemos que
considerar al agua.
Se sabe que Kw = [H3O+)[OH-]
Como la concentración de iones hidronio
(H3O+) está determinada para la reacción por Ka,
entonces:
Kw = Ka[OH-]
Y, del mismo modo, la concentración de
iones hidroxilo (OH-), queda determinada por la constante de
basicidad de la reacción directa:
Kw = Kakb
Se despeja Kb:
Kb= Kw/Ka
Para la reacción de bases en agua se
cumplen las mismas condiciones, por ende:
Ka= Kw /Kb
Ejemplo 1
Calcule las concentraciones
iónicas de los siguientes electrólitos:
(a) Ca(NO3)2 en disolución 0.028 M
(b) NaCI en disolución 0.01 M
(c) 1.815 g de KAl (SO4)2 disuelto en 125 ml de agua.
Respuesta
(a) La reacción
iónica es:
Como Ca(N03)2 es un electrólio fuerte, suponemos una
disociación total con las concentraciones iónicas siguientes, que corresponden
a la desaparición de todo el nitrato de calcio con formación de un ion Ca++ y2N03- por cada "molécula".
Ca++ = 0.028 = 0.028 M
N03- = 2(0.028) = 0.056 M
(b) la reacciòn
iònica es:
Como el NaCI es un electrólito fuerte, la
ionización es total y obtenemos concentraciones estequiométricas de Na+ y Cl-
Na+ = 0.01 M
Cl- = 0.01 M
(c) Calculamos el número de
moles de electrólito que se disolvieron:
la reacción iónica
Según esta disociación
0.00705 moles de KAI(SO4) al disociarse totalmente forman
0.00705 moles de K+;
0.00705 moles de Al 3+ y 0.0141 moles de SO4=.
Para encontrar las
concentraciones se divide el número de moles entre el volumen
Bibliografía
Brown, Theodore L., Eugene H. LeMay, Bruce E. Bursten, y Julia R.
Burdge. Química La Ciencia Central. México: PEARSON EDUCACIÓN, 2004.
Chile,
Universidad de. «Equilibrio Iónico.» 15 de Mayo de 2011.
http://mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_quimicas_y_farmaceuticas/apquim-gral1a/c12.html
CIQUIME.
«ARTÍCULOS TÉCNICOS - Propiedades químicas.» 2014. http://www.ciquime.org.ar/files/at004.pdf
Wikipedia. «Equilibrio Iónico.» 30 de Junio de 2016. https://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_i%C3%B3nico.
Buen texto!
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