Fundamentos de la Química de Disoluciones: Electrolitos y Teorías Ácido-Base
Electrolitos
Los electrolitos son aquellas sustancias que, al disolverse en agua, conducen la corriente eléctrica.
Clasificación de los Electrolitos
La capacidad de conducción depende del grado de disociación de la sustancia:
Electrolitos Fuertes: Conducen muy bien la corriente eléctrica. Son aquellos que se disocian irreversiblemente, dando lugar a una cantidad elevada de iones.
Electrolitos Débiles: Conducen mal la corriente eléctrica. Son aquellos que se disocian reversiblemente, produciendo una baja concentración de iones.
Los principales electrolitos son las sales, los ácidos y las bases.
Teorías Ácido-Base
Teoría de Arrhenius
Según la definición de Arrhenius, las sustancias se clasifican en función de los iones que liberan al disolverse en agua:
Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y que, al disolverse en agua, produce protones (H⁺) y el anión correspondiente.
Una base es una sustancia que contiene el grupo OH (hidróxido) y que, al disolverse en agua, produce iones hidroxilo (OH⁻) y los cationes correspondientes.
Teoría de Brønsted y Lowry
Según esta teoría, el disolvente puede ser cualquiera y los términos de ácido y base no se consideran de manera aislada, sino que dependen de la transferencia de protones entre las sustancias.
Un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones (H⁺) a otra sustancia.
Una base es toda sustancia capaz de captar protones (H⁺).
Para que una sustancia se comporte como un ácido, tiene que haber otra que se comporte como una base, y viceversa.
Autoionización del Agua
Cuando el agua pura está en un recipiente, ciertas moléculas actúan como soluto y otras como disolvente. Este fenómeno se conoce como autoionización del agua, donde las moléculas de agua se comportan como un ácido o una base, o como ambas cosas a la vez (comportamiento anfótero). Esta autoionización puede estudiarse mediante ambas teorías:
Perspectiva de Arrhenius
La disociación del agua se representa como:
H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
En el equilibrio, por cada H⁺ cedido, se produce un ión OH⁻. Por lo tanto, la concentración de iones hidrógeno es igual a la concentración de iones hidroxilo: [H⁺] = [OH⁻].
El Producto Iónico del Agua (Kw)
La constante de ionicidad de este equilibrio se representa como Kw y su expresión es:
Kw = [H⁺] * [OH⁻]
A Kw se le llama producto iónico del agua. Su valor a 25 ºC y una atmósfera es 10⁻¹⁴ (mol/L)². Por lo tanto:
10⁻¹⁴ = [H⁺] * [OH⁻]
Dado que [H⁺] = [OH⁻], la concentración de iones en agua pura es:
[H⁺] = √10⁻¹⁴ = 10⁻⁷ mol/L
Perspectiva de Brønsted y Lowry
En esta perspectiva, la reacción de autoionización implica la transferencia de un protón entre dos moléculas de agua:
H₂O (ácido) + H₂O (base) ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
El ión H₃O⁺ (ión hidronio) es equivalente al protón H⁺ en la teoría de Arrhenius, solo que nos indica que los protones cedidos han sido captados por el agua. Siempre se cumple que [H⁺] ≡ [H₃O⁺].
El valor de Kw en estas condiciones sigue siendo el mismo.
Condiciones de Acidez y Basicidad
La concentración de iones hidrógeno determina la naturaleza de la disolución:
Disoluciones Neutras: [H⁺] = 10⁻⁷ mol/L
Disoluciones Ácidas: [H⁺] > 10⁻⁷ mol/L
Disoluciones Básicas: [H⁺] < 10⁻⁷ mol/L