¿Qué son las disoluciones acuosas? (Con ejemplos)
Las disoluciones acuosas son aquellas soluciones que usan agua para descomponer una sustancia. Por ejemplo, el barro o el agua de azúcar. Cuando una especie química se ha disuelto en agua, esto se denota escribiendo (aq) después del nombre químico.
Las sustancias hidrófilas (que aman el agua) y muchos compuestos iónicos se disuelven o disocian en el agua. Por ejemplo, cuando la sal de mesa o el cloruro de sodio se disuelve en agua, se disocia en sus iones para formar Na+ (aq) y Cl- (aq).
Las sustancias hidrófobas (que temen el agua) generalmente no se disuelven en agua ni forman soluciones acuosas. Por ejemplo, mezclar aceite y agua no da lugar a disolución o disociación.
Muchos compuestos orgánicos son hidrófobos. Los no electrolitos pueden disolverse en agua, pero no se disocian en iones y mantienen su integridad como moléculas. Ejemplos de no electrolitos incluyen azúcar, glicerol, úrea y metilsulfonilmetano (MSM).
Propiedades de las soluciones acuosas
Las soluciones acuosas suelen conducir electricidad. Las soluciones que contienen electrólitos fuertes tienden a ser buenos conductores eléctricos (por ejemplo, agua de mar), mientras que las soluciones que contienen electrólitos débiles tienden a ser conductores pobres (por ejemplo, agua del grifo).
La razón es que los electrólitos fuertes se disocian completamente en iones en el agua, mientras que los electrolitos débiles se disocian de manera incompleta.
Cuando se producen reacciones químicas entre especies en una solución acuosa, las reacciones son usualmente reacciones de doble desplazamiento (también denominadas metátesis o doble sustitución).
En este tipo de reacción, el catión de un reactivo toma el lugar para el catión en el otro reactivo, formando típicamente un enlace iónico. Otra forma de pensarlo es que los iones reactivos “cambian de pareja”.
Las reacciones en solución acuosa pueden dar lugar a productos que son solubles en agua o pueden producir un precipitado.
Un precipitado es un compuesto con una baja solubilidad que a menudo cae fuera de la solución como un sólido.
Los términos ácido, la base y el pH solo se aplican a soluciones acuosas. Por ejemplo, se puede medir el pH del jugo de limón o vinagre (dos soluciones acuosas) y son ácidos débiles, pero no se puede obtener ninguna información significativa de la prueba de aceite vegetal con papel de pH.
¿Por qué algunos sólidos se disuelven en el agua?
El azúcar que utilizamos para endulzar el café o el té es un sólido molecular, en el que las moléculas individuales se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares relativamente débiles.
Cuando el azúcar se disuelve en agua, los enlaces débiles entre las moléculas individuales de sacarosa se rompen, y estas moléculas C12H22O11 se liberan en la solución.
Se necesita energía para romper los enlaces entre las moléculas de C12H22O11 en sacarosa. También se necesita energía para romper los enlaces de hidrógeno en el agua que debe ser interrumpido para insertar una de estas moléculas de sacarosa en solución.
El azúcar se disuelve en agua porque la energía se desprende cuando las moléculas ligeramente polares de sacarosa forman enlaces intermoleculares con las moléculas de agua polares.
Los enlaces débiles que se forman entre el soluto y el disolvente compensan la energía necesaria para alterar la estructura tanto del soluto puro como del disolvente.
En el caso del azúcar y el agua, este proceso funciona tan bien que hasta 1800 gramos de sacarosa puede disolverse en un litro de agua.
Los sólidos iónicos (o sales) contienen iones positivos y negativos, que se mantienen unidos gracias a la gran fuerza de atracción entre partículas con cargas opuestas.
Cuando uno de estos sólidos se disuelve en agua, los iones que forman el sólido se liberan en solución, donde se asocian con las moléculas de disolvente polar.
NaCl (s) ” Na + (aq) + Cl- (aq)
Generalmente podemos suponer que las sales se disocian en sus iones cuando se disuelven en agua.
Los compuestos iónicos se disuelven en agua si la energía desprendida cuando los iones interactúan con las moléculas de agua compensa la energía necesaria para romper los enlaces iónicos en el sólido y la energía requerida para separar las moléculas de agua para que los iones puedan ser insertados en la solución.
Reglas de solubilidad
Dependiendo de la solubilidad de un soluto, hay tres resultados posibles:
1) Si la solución tiene menos soluto que la cantidad máxima que es capaz de disolver (su solubilidad), es una solución diluida;
2) Si la cantidad de soluto es exactamente la misma cantidad que su solubilidad, está saturada;
3) Si hay más soluto de lo que es capaz de disolverse, el exceso de soluto se separa de la solución.
Si este proceso de separación incluye cristalización, forma un precipitado. La precipitación reduce la concentración del soluto a la saturación con el fin de aumentar la estabilidad de la solución.
Las siguientes son las reglas de solubilidad para los sólidos iónicos comunes. Si dos reglas parecen contradecirse, la precedente tiene prioridad.
1- Las sales que contienen elementos del Grupo I (Li+, Na+, K+, Cs+, Rb+) son solubles. Hay pocas excepciones a esta regla. Las sales que contienen el ion amonio (NH4+) son también solubles.
2- Las sales que contienen nitrato (NO3–) son generalmente solubles.
3- Las sales que contienen Cl -, Br – o I – son generalmente solubles. Las excepciones importantes a esta regla son las sales de haluro de Ag+, Pb2+ y (Hg2)2+. Así, AgCl, PbBr2 y Hg2Cl2 son insolubles.
4- La mayoría de las sales de plata son insolubles. AgNO3 y Ag (C2H3O2) son sales solubles comunes de plata; Virtualmente todos los demás son insolubles.
5- La mayoría de las sales de sulfato son solubles. Las excepciones importantes a esta regla incluyen CaSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4 y SrSO4.
6- La mayoría de las sales de hidróxido son sólo ligeramente solubles. Las sales de hidróxido de los elementos del Grupo I son solubles. Las sales de hidróxido de los elementos del Grupo II (Ca, Sr y Ba) son ligeramente solubles.
Las sales de hidróxido de metales de transición y Al3+ son insolubles. Así, Fe(OH)3, Al(OH)3, Co(OH)2 no son solubles.
7- La mayoría de los sulfuros de metales de transición son altamente insolubles, incluyendo CdS, FeS, ZnS y Ag2S. Los sulfuros de arsénico, antimonio, bismuto y plomo también son insolubles.
8- Los carbonatos son frecuentemente insolubles. Los carbonatos del Grupo II (CaCO3, SrCO3 y BaCO3) son insolubles, al igual que FeCO3 y PbCO3.
9- Los cromatos frecuentemente son insolubles. Los ejemplos incluyen PbCrO4 y BaCrO4.
10- Los fosfatos tales como Ca3(PO4)2 y Ag3PO4 son frecuentemente insolubles.
11- Los fluoruros tales como BaF2, MgF2 y PbF2 son frecuentemente insolubles.
Ejemplos de solubilidad en soluciones acuosas
Cola, agua salada, lluvia, soluciones ácidas, soluciones de base y soluciones de sal son ejemplos de soluciones acuosas. Cuando se tiene una solución acuosa, se puede inducir un precipitado mediante reacciones de precipitación.
Las reacciones de precipitación se denominan a veces reacciones de “doble desplazamiento”. Para determinar si se formará un precipitado cuando se mezclan soluciones acuosas de dos compuestos:
- Anote todos los iones en solución.
- Combínalos (catión y anión) para obtener todos los precipitados potenciales.
- Utilice las reglas de solubilidad para determinar cuál (si es que) combinación (es) es insoluble y precipitará.
Ejemplo 1: ¿Qué ocurre cuando se mezclan Ba(NO3)2(aq) y Na2CO3(aq)?
Iones presentes en solución: Ba2+, NO3–, Na+, CO32-
Precipitados potenciales: BaCO3, NaNO3
Reglas de Solubilidad: BaCO3 es insoluble (regla 5), NaNO3 es soluble (regla 1).
Ecuación química completa:
Ba(NO3)2(aq) + Na2CO3(aq) ” BaCO3(s) + 2NaNO3 (aq)
Ecuación iónica neta:
Ba2+(aq) + CO32-(aq) ” BaCO3(s)
Ejemplo 2: ¿Qué sucede cuando se mezclan Pb (NO3)2 (aq) y NH4I (aq)?
Iones presentes en solución: Pb2+, NO3–, NH4+, I–
Precipitados potenciales: PbI2, NH4NO3
Reglas de solubilidad: PbI2 es insoluble (regla 3), NH4NO3 es soluble (regla 1).
Ecuación química completa: Pb(NO3)2(aq) + 2NH4I(aq) ” PbI2(s) + 2NH4NO3(aq)
Ecuación iónica neta: Pb2+(aq) + 2I–(aq) ” PbI2(s).
Referencias
- Anne Marie Helmenstine. (2017, Mayo 10). Aqueous Definition (Aqueous Solution). Recuperado de thoughtco.com.
- Anne Marie Helmenstine. (2017, Mayo 14). Aqueous Solution Definition in Chemistry. Recuperado de thoughtco.com.
- Antoinette Mursa, K. W. (2017, Mayo 14). Solubility Rules. Recuperado de chem.libretexts.org.
- Aqueous Solutions. (S.F.). Recuperado de saylordotorg.github.io.
- Berkey, M. (2011, Noviembre 11). Aqueous Solutions: Definition & Examples. Recuperado de youtube.com.
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- Reid, D. (S.F.). Aqueous Solution: Definition, Reaction & Example. Recuperado de study.com.
- Solubility. (S.F.). Recuperado de chemed.chem.purdue.edu.