La estequiometría en disolución acuosa se ocupa del estudio de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en reacciones químicas que tienen lugar en medios líquidos, específicamente en soluciones donde el agua actúa como disolvente. Esta sección se centra en cómo estas reacciones se desarrollan a nivel molecular o iónico y en cómo calcular con precisión las cantidades de sustancias involucradas.
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 la 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.
Hidrólisis y 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
1. 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.
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