Disolución acuosa
Una solución acuosa (o disolución acuosa) es una solución en la que el disolvente es agua. Se muestra principalmente en ecuaciones químicas agregando (aq) a la fórmula química relevante. Por ejemplo, una solución de sal común, también conocida como cloruro de sodio (NaCl), en agua se representaría como Na+
(aq) + Cl−
(aq). La palabra acuoso (que proviene de latín aqua) significa perteneciente, relacionado, similar o disuelto en agua.[1] Como el agua es un excelente disolvente y también abunda de forma natural, es un disolvente omnipresente en la química. Dado que el agua se utiliza con frecuencia como disolvente en los experimentos, la palabra solución se refiere a una solución acuosa, a menos que se especifique el disolvente.[2]
Una solución no acuosa es una solución en la que el disolvente es un líquido, pero no es agua.[3] (Ver también Solvente y Solvente inorgánico no acuoso).
Características
editarLas sustancias que son hidrofóbicas (“temen el agua”) no se disuelven bien en agua, mientras que las que son hidrofílicas (“respetuosos con el agua”) sí lo hacen. Un ejemplo de sustancia hidrófila es el cloruro de sodio. En una solución acuosa, los iones de hidrógeno (H+
) y iones hidróxido (OH−
) están en equilibrio de Arrhenius ([H+
][OH−
] = Kw = 1 x 10 −14 a 298 K). Los ácidos y las bases son soluciones acuosas, como parte de sus definiciones de Arrhenius.[1] Un ejemplo de ácido de Arrhenius es el cloruro de hidrógeno (HCl) debido a su disociación del ion hidrógeno cuando se disuelve en agua. El hidróxido de sodio (NaOH) es una base de Arrhenius porque disocia el ion hidróxido cuando se disuelve en agua.[2]
Las soluciones acuosas pueden contener, especialmente en la zona alcalina o sometidas a radiólisis, hidrógeno atómico hidratado y electrones solvatados.
Electrolitos
editarLas soluciones acuosas que conducen la corriente eléctrica de manera eficiente contienen electrolitos fuertes, mientras que se considera que las que conducen mal tienen electrolitos débiles. Los electrolitos fuertes son sustancias que están completamente ionizados en agua, mientras que los electrolitos débiles exhiben solo un pequeño grado de ionización en agua.[1] La capacidad de los iones para moverse libremente a través del disolvente es una característica de una solución acuosa de electrolito fuerte. Los solutos en una solución de electrolito débil están presentes como iones, pero solo en pequeñas cantidades.[2]
Los no electrolitos son sustancias que se disuelven en agua, pero mantienen su integridad molecular (no se disocian en iones). Los ejemplos incluyen azúcar, urea, glicerol y metilsulfonilmetano (MSM).
Reacciones
editarLas reacciones en soluciones acuosas suelen ser reacciones de metátesis. Las reacciones de metátesis son otro término para el doble desplazamiento; es decir, cuando un catión se desplaza para formar un enlace iónico con el otro anión. El catión unido al último anión se disociará y se unirá al otro anión.[1]
Una reacción de metátesis común en soluciones acuosas es una reacción de precipitación. Esta reacción ocurre cuando dos soluciones acuosas de electrolitos fuertes se mezclan y producen un sólido insoluble, también conocido como precipitado. La capacidad de una sustancia para disolverse en agua está determinada por si la sustancia puede igualar o superar las fuertes fuerzas de atracción que las moléculas de agua generan entre sí. Si la sustancia carece de capacidad para disolverse en agua, las moléculas forman un precipitado.[2]
Al escribir las ecuaciones de las reacciones de precipitación, es fundamental determinar el precipitado. Para determinar el precipitado es necesario consultar una tabla de solubilidad. Los compuestos solubles son acuosos, mientras que los compuestos insolubles son el precipitado. Puede que no siempre haya un precipitado. Se utilizan ecuaciones iónicas completas y ecuaciones iónicas netas para mostrar iones disociados en reacciones de metátesis. Al realizar cálculos relacionados con la reacción de una o más soluciones acuosas, en general se debe conocer la concentración o molaridad de las soluciones acuosas.
Véase también
editarReferencias
editar- ↑ a b c d Zumdahl, Steven S. (1997). Chemistry (4. ed edición). Houghton Mifflin. pp. 133-145. ISBN 978-0-669-41794-4.
- ↑ a b c d Atkins, Peter W.; Jones, Loretta; Atkins, Peter (2005). Chemical principles: the quest for insight (3. ed., 1. print edición). Freeman. pp. F61-F64. ISBN 978-0-7167-5701-6. Consultado el 24 de diciembre de 2023.
- ↑ «Solutions». Washington University Chemistry Department. Washington University. Consultado el 13 de abril de 2018.