Que es una reacción en disolución acuosa

Una reacción en disolución acuosa es un proceso químico en el que los reactivos están disueltos en agua y reaccionan entre sí mediante iones o moléculas hidratadas, dando lugar a nuevos productos también en el medio acuoso o, en algunos casos, a un sólido, un gas o una sustancia débilmente ionizada.

En este tipo de reacciones, el agua actúa como disolvente, permitiendo la disociación iónica de compuestos solubles, en especial sales, ácidos y bases. Al disolverse, estas sustancias generan especies móviles (iones) que pueden interactuar con rapidez, lo que explica por qué muchas reacciones acuosas son rápidas y completas. El comportamiento químico del sistema está gobernado por la solubilidad, el equilibrio ácido-base y la estabilidad de los productos formados.

Solubilización

La solubilización puede definirse como una percepción macroscópica y óptica, accesible al ojo humano, mediante la cual se observa que un soluto se combina con un solvente, en este caso agua, para formar una mezcla homogénea o disolución. Desde el punto de vista visual, el sistema resultante conserva la apariencia del agua pura, sin fases distinguibles ni separación visible de componentes.

Sin embargo, esta apariencia es engañosa: la disolución no es una sustancia pura, sino una mezcla homogénea en la que las partículas del soluto se encuentran distribuidas de manera uniforme a escala molecular. La solubilización describe, por tanto, el resultado observable del proceso microscópico de solvatación, en el cual las interacciones entre el soluto y el solvente hacen posible esa uniformidad aparente.

Un soluto puede encontrarse inicialmente en su estado puro, el cual puede ser sólido (s), líquido (l) o gaseoso (g). Los plasmas no se consideran en este contexto, ya que son estados altamente inestables y, en presencia de agua, transfieren energía suficiente como para evaporarla o descomponerla, impidiendo la formación de una disolución convencional.

Tras el proceso de solubilización, el soluto pasa a un nuevo estado, que no se describe adecuadamente como sólido, líquido o gas. Este estado se designa como acuoso (aq) o, de forma más general, como estado solvato, indicando que las partículas del soluto se encuentran rodeadas y estabilizadas por el disolvente. En este estado, el soluto adquiere propiedades físicas y químicas distintas de las que presentaba en su forma pura.

Es importante destacar que los solvatos se comportan, especialmente a bajas concentraciones, como entidades libres, de manera análoga a las partículas de un gas ideal. Sin embargo, también presentan interacciones atractivas y repulsivas más intensas, lo que da lugar a propiedades colectivas del sistema conocidas como propiedades coligativas. Por el momento, trabajaremos con el modelo de disoluciones ideales, en el que se asume que el disolvente posee una capacidad infinita de solvatación. En un capítulo posterior se analizarán los límites reales de esta idealización.

En la notación [1] se describe un proceso en el que una sustancia sólida A pasa al medio acuoso, indicando que no se trata de un cambio meramente físico ideal, aunque la identidad química de A no se modifica. La transición a A(aq) implica que la sustancia adquiere propiedades nuevas, distintas tanto de las del sólido puro como de las del agua aislada, como consecuencia de su interacción con el disolvente.

Solvatación

La solvatación es el proceso microscópico mediante el cual las moléculas de agua rodean y estabilizan las partículas de A, ya sean moléculas neutras o iones, mediante interacciones intermoleculares. En el caso del agua, este fenómeno se denomina hidratación. Durante la solvatación, cambian la movilidad, la energía y la forma en que A interactúa con su entorno, lo que explica que A(aq) no sea equivalente a “A sólida dispersa”.

Figura 1. La solvatación es el proceso por el cual el disolvente rodea y estabiliza al soluto mediante interacciones intermoleculares, permitiendo la disolución; en agua se denomina hidratación. Ocurre en medios polares y apolares. Solo las especies solvatadas son detectables por la lengua, ya que el sabor depende de partículas móviles y disueltas.

La solubilización es el proceso macroscópico y global por el cual A(s) se incorpora al agua hasta formar una disolución homogénea, siendo la solvatación su causa fundamental. Aunque no hay ruptura de enlaces químicos internos de A, el sistema resultante presenta propiedades emergentes, como nuevas respuestas sensoriales y reactividad distinta.

Un ejemplo claro es la percepción organoléptica de sustancias como los azúcares o la sal. El azúcar sólido no es dulce hasta que se solubiliza y sus moléculas solvatas interactúan con los receptores gustativos. De forma análoga, el NaCl sólido no es “salado” hasta que, en agua o saliva, se hidrata y se disocia, generando iones que estimulan la lengua. La lengua actúa como un potente sistema químico capaz de detectar concentraciones y responder a la intensidad del sabor, evidenciando que la disolución no es una simple mezcla física, sino un sistema con propiedades químicas propias.

Ionización en disolución acuosa

Cuando un compuesto se disuelve en agua, sus componentes pueden disociarse en iones o dispersarse como moléculas individuales, facilitando así las transformaciones químicas. La estequiometría en este contexto implica manejar conceptos como la molaridad, que expresa la concentración de los solutos, y utilizar ecuaciones químicas balanceadas para establecer proporciones exactas entre las sustancias que reaccionan y las que se forman.

Asimismo, se abordan procesos fundamentales como la disociación de sales, la neutralización entre ácidos y bases, y las reacciones de precipitación, que son especialmente frecuentes en la práctica de laboratorio. Dominar estos principios permite prever y controlar el desarrollo de una reacción, así como interpretar sus resultados.

Esta sección proporciona los fundamentos teóricos y operativos necesarios para resolver problemas estequiométricos en disoluciones líquidas, con aplicaciones directas en el laboratorio y en la industria química.

Forma molecular de una ecuación química

Al representar reacciones que ocurren en solución acuosa, es fundamental distinguir si las sustancias disueltas se encuentran mayoritariamente como iones o como moléculas neutras. Consideremos nuevamente la reacción de precipitación entre el nitrato de plomo(II) y el yoduro de potasio:

Pb(NO₃)₂ (aq) + 2 KI (aq) → PbI₂ (s) + 2 KNO₃ (aq)

Cuando una ecuación se presenta de esta forma, mostrando las fórmulas químicas completas de los reactivos y productos sin detallar su naturaleza iónica, se denomina ecuación molecular. Este tipo de representación es útil como descripción general, pero no revela el comportamiento real de las especies en disolución, especialmente cuando están completamente disociadas en iones libres.

Electrolitos

Es fundamental reconocer que algunas sustancias iónicas, además de disolverse en agua, pueden experimentar un proceso conocido como ionización espontánea. En este fenómeno, la sustancia se separa en sus iones constituyentes sin necesidad de aplicar una corriente eléctrica externa, lo que permite que la solución conduzca electricidad de manera eficiente. Cuando una disolución de agua con un soluto permite un flujo sostenido de carga eléctrica, hablamos de un electrolito fuerte, caracterizado por una disociación casi completa en iones. En contraste, si la disociación es parcial y la conducción eléctrica es limitada, la sustancia se clasifica como un electrolito débil. Finalmente, si no hay disociación en iones y la solución no conduce electricidad, estamos ante un no-electrolito.

Figura 2. El montaje experimental ilustra la conductividad eléctrica de tres soluciones: etanol, KCl y ácido acético. El etanol, un no electrolito, no enciende la bombilla; el KCl, un electrolito fuerte, produce una luz intensa; y el ácido acético, un electrolito débil, genera una luz tenue. La intensidad lumínica refleja la cantidad de iones en solución, destacando la relación entre disociación iónica y capacidad conductora en medios acuosos. 

Es importante destacar que solubilidad y electrolitismo no son sinónimos. Existen sustancias que se disuelven completamente en agua pero no forman iones, como el azúcar, que se dispersa como moléculas neutras. Esta diferencia es clave para comprender los mecanismos de conductividad eléctrica en soluciones acuosas y establecer una clasificación correcta de las sustancias en función de su comportamiento iónico al disolverse.

Ecuaciones químicas iónicas

Dado que Pb(NO₃)₂, KI y KNO₃ son compuestos iónicos solubles en agua y, por tanto, electrolitos fuertes, podemos expresar la reacción de forma que se evidencie qué especies están presentes como iones libres en solución:

Pb²⁺(aq) + 2 NO₃⁻(aq) + 2 K⁺(aq) + 2 I⁻(aq) → PbI₂(s)↓ + 2 K⁺(aq) + 2 NO₃⁻(aq)

Observa que K⁺ y NO₃⁻ aparecen en ambos lados de la ecuación sin sufrir cambio alguno. Una ecuación escrita de esta manera, con todos los electrolitos fuertes expresados como iones disueltos, se denomina ecuación iónica completa.

Los iones que se presentan de forma idéntica en ambos lados de la ecuación se llaman iones espectadores, ya que no participan directamente en la reacción química. Estos iones pueden eliminarse algebraicamente de la ecuación, dejándonos con la ecuación iónica neta, que incluye únicamente las especies que reaccionan efectivamente:

Pb²⁺(aq) + 2 I⁻(aq) → PbI₂(s)↓

Es importante recordar que, al igual que la masa, la carga eléctrica también se conserva en una ecuación iónica balanceada. En este caso, la carga total es cero tanto en los reactivos como en el producto sólido (neutro).

Además, las ecuaciones iónicas netas permiten identificar patrones comunes entre diferentes reacciones. Por ejemplo, si sustituimos el ion yoduro por cloruro y el ion plomo(II) por calcio(II), obtenemos:

Ca²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq) → CaCl₂(s)↓

Esto demuestra que diferentes combinaciones de reactivos pueden dar lugar a una misma reacción iónica neta, subrayando la utilidad de este enfoque para generalizar el comportamiento químico de los electrolitos en solución.

Evaporados y precipitados

La mayoría de las reacciones en disolución acuosa se clasifican dentro de las categorías de desplazamiento simple y doble desplazamiento. En ambos casos, el proceso químico ocurre gracias a la movilidad de los iones en el medio acuoso, lo que facilita el intercambio y la reorganización de especies cargadas.

Figura 3. Los modelos clásicos de desplazamiento y doble desplazamiento explican la reactividad en disolución acuosa mediante intercambio de componentes o iones. Son útiles para la estequiometría y la enseñanza básica, pero presentan un defecto didáctico: no muestran los cambios de fase de los productos, como precipitación o formación de gases, que afectan decisivamente la reacción real.

En una reacción de desplazamiento simple, un ion o elemento presente en una sustancia iónica reacciona con un elemento de un reactivo acompañante, desplazando a otro ion de su posición original. Como consecuencia, el ion liberado puede permanecer en disolución acuosa o bien reaccionar consigo mismo. Esta reacción secundaria puede dar lugar a la formación de un gas (↑) que se libera del sistema; entre los gases más comunes producidos en disolución acuosa se encuentran H₂, CO₂, NH₃ y SO₂. Otra posibilidad es que el ion liberado forme un precipitado (↓), como ocurre en muchos procesos donde metales se depositan en estado sólido, ya sea por desplazamiento químico directo o estimulado por flujo eléctrico, como en la electrodeposición.

En las reacciones de doble desplazamiento, el mecanismo es similar, pero implica el intercambio simultáneo de iones entre dos compuestos iónicos en disolución. El principio fundamental es que el ion positivo de una sustancia se asocia con el ion negativo de la otra. Tras este intercambio, algunas de las nuevas sustancias formadas pueden permanecer disueltas como especies iónicas, mientras que otras son intrínsecamente insolubles en la mayoría de las condiciones y, por tanto, precipitan espontáneamente, impulsando la reacción hacia la formación de productos.

Secuestración de iones

Observa que en las reacciones iónicas es común la formación de sales insolubles que precipitan, es decir, que salen de la solución acuosa en forma de sólido. Este proceso reduce la concentración de iones libres en la disolución, ya que los iones que forman el precipitado quedan "secuestrados" fuera del medio acuoso, integrados en la red cristalina del sólido.

Este fenómeno es especialmente relevante en cálculos estequiométricos gravimétricos, donde no solo interesa la cantidad de sustancia total involucrada, sino también la distribución final de los iones: cuáles permanecen disueltos y cuáles se han incorporado al precipitado. Ignorar este detalle puede llevar a errores en la cuantificación de especies químicas, en especial en procedimientos analíticos como la gravimetría por precipitación, donde la masa del sólido formado se utiliza para calcular la cantidad del ion presente inicialmente.

Por tanto, es fundamental identificar correctamente las especies que reaccionan para formar compuestos insolubles y considerar su efecto sobre las concentraciones restantes en solución. Este enfoque permite establecer balances de materia precisos y formular interpretaciones químicas coherentes en sistemas acuosos.

Patrones de precipitación

Algunas de las sales insolubles más comunes (sin ser exhaustivos ni demasiado rigurosos en este contexto introductorio) incluyen:

• Haluros de plata, como cloruro de plata (AgCl), bromuro de plata (AgBr) y yoduro de plata (AgI), que son notoriamente poco solubles en agua.
• Haluros de plomo(II), como PbCl₂, PbBr₂ y PbI₂, que muestran una solubilidad muy limitada, especialmente a temperatura ambiente.
• Sulfuros metálicos, tales como sulfuro de hierro(II) (FeS), sulfuro de zinc (ZnS) y sulfuro de plomo(II) (PbS), que tienden a precipitar en medios neutros o básicos.
• Hidróxidos de metales de transición o de grupo II, como hidróxido de aluminio (Al(OH)₃), hidróxido de hierro(III) (Fe(OH)₃) y hidróxido de magnesio (Mg(OH)₂), que son poco solubles y pueden precipitar fácilmente según el pH.
• Carbonatos y fosfatos de metales alcalinotérreos o de transición, como carbonato de calcio (CaCO₃) o fosfato de hierro(III) (FePO₄), los cuales forman sólidos insolubles en condiciones acuosas normales.

Estas sales juegan un papel clave tanto en reacciones químicas como en procesos de purificación, análisis cualitativo y control de contaminantes en sistemas naturales y tecnológicos. Su formación está directamente relacionada con las reglas de solubilidad, que permiten anticipar qué combinaciones iónicas darán lugar a precipitados.

Reacciones de precipitación más comunes

Una reacción de precipitación ocurre cuando dos soluciones acuosas que contienen iones solubles se mezclan y forman un compuesto insoluble que se separa de la solución en forma de sólido, llamado precipitado. Estas reacciones son comunes en química inorgánica y representan una evidencia visual clara de que ha ocurrido un cambio químico. La base de estas reacciones es la interacción entre iones presentes en solución, los cuales se reorganizan para formar un nuevo compuesto que no puede mantenerse disuelto en el agua.

Nitrato de plata y cloruro de sodio

Por ejemplo, cuando se mezclan soluciones de nitrato de plata (AgNO₃) y cloruro de sodio (NaCl), los iones Ag⁺ y Cl⁻ reaccionan para formar cloruro de plata (AgCl), un sólido blanco insoluble. Esta reacción puede escribirse de tres maneras diferentes. En su forma molecular:
NaCl(aq) + AgNO₃(aq) → AgCl(s)↓ + NaNO₃(aq)
En forma iónica completa:
Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Ag⁺(aq) + NO₃⁻(aq) → AgCl(s)↓ + Na⁺(aq) + NO₃⁻(aq)
Y en su forma iónica neta, donde se eliminan los iones espectadores (aquellos que no participan directamente en la formación del precipitado):
Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)↓

La aparición del sólido blanco indica que se ha formado un compuesto cuya solubilidad en agua es muy baja, lo que lleva a su separación como fase sólida. Esta reacción, además de ser una demostración clásica en laboratorios escolares, tiene aplicaciones reales en áreas como el análisis químico y el tratamiento de residuos.

Cloruro de bario y sulfato de sodio

Existen otras reacciones de precipitación que también resultan llamativas visualmente. Por ejemplo, cuando se mezcla cloruro de bario (BaCl₂) con sulfato de sodio (Na₂SO₄), se forma un precipitado blanco y denso de sulfato de bario (BaSO₄):
BaCl₂(aq) + Na₂SO₄(aq) → BaSO₄(s)↓ + 2 NaCl(aq)
Ecuación iónica neta:
Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s)↓

Este compuesto es tan insoluble que se utiliza en medicina para estudios radiológicos del sistema digestivo, ya que su alta densidad bloquea los rayos X sin ser absorbido por el organismo.

Nitrato de plomo(II) y yoduro de potasio (KI)

Otro ejemplo visualmente impactante es la reacción entre nitrato de plomo(II) (Pb(NO₃)₂) y yoduro de potasio (KI), que produce un precipitado amarillo brillante de yoduro de plomo(II) (PbI₂):
Pb(NO₃)₂(aq) + 2 KI(aq) → PbI₂(s)↓ + 2 KNO₃(aq)
Ecuación iónica neta:
Pb²⁺(aq) + 2 I⁻(aq) → PbI₂(s)↓

Esta reacción no solo es útil como demostración visual en laboratorios, sino que también sirve como base en métodos analíticos de detección de iones específicos. La formación del precipitado permite confirmar la presencia de plomo o yoduro en una muestra.

Cloruro férrico (FeCl₃) con hidróxido de sodio

Otro precipitado de interés es el hidróxido de hierro(III) (Fe(OH)₃), que se forma al mezclar cloruro férrico (FeCl₃) con hidróxido de sodio (NaOH):
FeCl₃(aq) + 3 NaOH(aq) → Fe(OH)₃(s)↓ + 3 NaCl(aq)
Ecuación iónica neta:
Fe³⁺(aq) + 3 OH⁻(aq) → Fe(OH)₃(s)↓

El precipitado resultante es de un color marrón rojizo y suele encontrarse en contextos naturales donde el hierro se oxida en ambientes húmedos, como en suelos arcillosos o en aguas con contenido ferroso.

Aplicaciones

Desde el punto de vista práctico, las reacciones de precipitación tienen numerosas aplicaciones industriales y cotidianas. En la purificación de agua, se emplean para eliminar metales pesados como el plomo, mercurio o cadmio mediante la adición de reactivos que formen compuestos insolubles. Por ejemplo:
Hg²⁺(aq) + S²⁻(aq) → HgS(s)↓

El precipitado de sulfuro de mercurio se separa fácilmente del agua mediante filtración o sedimentación, dejando una solución más limpia. Este principio también se aplica en la remediación ambiental de aguas contaminadas y en el tratamiento de residuos industriales.

En el ámbito de la química analítica, las reacciones de precipitación permiten determinar concentraciones exactas de ciertos iones mediante técnicas como la gravimetría, donde el peso del precipitado se utiliza para calcular la cantidad del ion presente. Además, en laboratorios forenses o de calidad alimentaria, estas reacciones ayudan a detectar contaminantes o adulterantes específicos.

Las reacciones de precipitación también están presentes en fenómenos cotidianos. El sarro que se forma en tuberías y calentadores de agua, compuesto en gran parte por carbonato de calcio (CaCO₃), es un precipitado que surge cuando el agua contiene iones Ca²⁺ y CO₃²⁻ en exceso. Otro ejemplo es el oscurecimiento de fotografías antiguas debido a la formación de precipitados de haluros de plata al reaccionar con compuestos sulfurosos del aire.

Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry: The Central Science (13th ed.). Pearson.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry: The Central Science (15th ed.). Pearson.

Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill.

Chang, R., & Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.

IUPAC. (2019). Compendium of Chemical Terminology (2nd ed.). IUPAC. https://doi.org/10.1351/goldbook

Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Ediciones Cultural.

Seager, S. L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for Today (10th ed.). Cengage Learning.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.