2º bachiller disociación de electrolitos




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título2º bachiller disociación de electrolitos
fecha de publicación30.01.2016
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2º BACHILLER

DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS
CONCEPTO DE ELECTROLITO
El termino electrolito fue acuñado por Arrhenius para aquellas sustancias que al disolverlas en agua, o bien al fundirlas, dieran lugar a iones, y por tanto, pudieran conducir la corriente eléctrica al desplazarse estos cuando aplicamos una diferencia de potencial o voltaje.
Son electrolitos los compuestos iónicos y los covalentes polares. Por lo tanto, recordemos las características más generales de estos compuestos:


  • Los compuestos iónicos, por lo general, son sólidos cristalinos formados por aniones y cationes.

  • Los compuestos covalentes polares, por lo general, forman moléculas que son dipolos permanentes que se orientan atrayéndose los polos de signo opuesto (Fuerzas de Van der Waals)


Los compuestos iónicos, la mayoría sales, son solubles en agua (molécula dipolar) y su disolución podemos entenderla en dos etapas: La red cristalina sólida es rota por la atracción electrostática entre las moléculas de agua y los iones del compuesto, es decir, el polo negativo del agua atrae y arranca a los cationes del compuesto iónico y el polo positivo a los aniones. En la segunda etapa estos iones, separados y aislados, son rodeados por moléculas de agua. En resumen, se da una reacción de disociación del compuesto iónico en sus iones que será irreversible.
Observación: Existen algunos compuestos iónicos que son poco solubles en agua, estableciéndose un equilibrio entre la forma sólida y la forma disuelta ionizada (equilibrios de precipitación). Los veremos en otro tema.
Al disolverse en agua compuestos covalentes polares, inicialmente se rompen las fuerzas de Van der Waals que hay entre sus moléculas, quedando estas moléculas polares aisladas y separadas en el seno del agua, y en una segunda etapa se da una disociación en iones debida a interacciones electrostáticas con las moléculas polares del agua, y en función del grado de polaridad de la molécula puede ser irreversible (o prácticamente irreversible) o reversible hasta establecerse un equilibrio químico iónico, es decir, entre la forma molecular y sus especies iónicas. En este último caso el equilibrio viene determinado por una constante de equilibrio referida a concentraciones que genéricamente denominamos constantes de ionicidad.
A los electrolitos con disociación irreversibles se les denomina fuertes por aportar un gran número de iones a la disolución, y como consecuencia transmitir muy bien la corriente eléctrica. Por el contrario, a los que se disocian reversiblemente aportan un menor número de iones a la disolución y les denominaremos electrolitos débiles.
Generalizando los principales electrolitos fuertes (por tanto con disociación irreversible) son las SALES solubles, ácidos hidrácidos de halógenos, oxácidos de un solo hidrógeno (cuantos más oxígenos más fuertes, por ello el ácido sulfúrico H2SO4 aun teniendo dos hidrógenos es muy fuerte) e hidróxidos de Na y K.
También generalizando, los principales electrolitos débiles (por tanto con disociación irreversible con la forma molecular) son los ácidos orgánicos, el amoniaco y las aminas, y en general todo electrolito del que nos den una constante de ionicidad.
DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS



  1. DISOCIACIÓN DE SALES SOLUBLES O SIN ALCANZAR EL PUNTO DE SATURACIÓN


Las sales solubles o sin alcanzar el punto de saturación, son electrolitos fuertes y cuando se funden o disuelven en agua se disocian en sus iones irreversiblemente. Es decir, dan tantos cationes –con una carga positiva igual a la valencia con la que actúa el metal de la sal- como átomos hay del metal en la molécula, más tantos aniones –con una carga negativa igual a la necesaria para neutralizar la positiva de los cationes, ya que la sal inicial es neutra- como átomos o grupos de átomos hay en el resto de la molécula.
Ejemplos

NaCl → Na+ + Cl-
CuSO4 → Cu2+ + SO4=
NH4Cl → NH4+ + Cl- aquí es el ion amonio el que hace de metal con valencia 1
Cu(NO3)2 → Cu+2 + 2NO3-

Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO4=


  1. DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS


Los ácidos, según sean fuertes o débiles se disociarán irreversible o reversiblemente respectivamente, pudiendo aplicar la teoría de Arrhenius: Sustancias con H que al disolverlas en agua dan H+, es decir, darán tantos H+ -protones- como H ácidos tenga la molécula, más un anión con una carga negativa igual al número de protones obtenidos.
Ejemplos: HCl → H+ + Cl-
H2SO4 → 2H+ + SO4=
CH3-COOH H+ + CH3-COO-
O bien, la teoría de Brönsted-Lowry: Sustancias que al disolverlas ceden H+ al disolvente. Como el disolvente, en principio puede ser cualquiera, y nosotros trabajamos siempre con disoluciones acuosas obligatoriamente tenemos que especificar en la reacción que se trata del agua y que es el agua la que capta el protón formándose ion hidronio, por lo demás como en Arrhenius.
Ejemplos: HCl + H2O → H3O+ + Cl-
H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO4=
CH3-COOH + H2O H3O+ + CH3-COO-
Por comodidad se recomienda utilizar Arrhenius.

  1. DISOCIACIÓN DE BASES


Las bases, según sean fuertes o débiles se disociarán irreversible o reversiblemente respectivamente, pudiendo aplicar la teoría de Arrhenius: Sustancias con OH que al disolverlas en agua dan OH-, es decir, darán tantos OH- -aniones hidroxilo o oxidrilo- como OH tenga la molécula, más un catión con una carga positiva igual al número de iones hidroxilos obtenidos.
Ejemplos: NaOH → Na+ + OH-
NH4OH NH4+ + OH-
O bien, la teoría de Brönsted-Lowry: Sustancias que al disolverlas captan H+ del disolvente. Como el disolvente, en principio puede ser cualquiera, y nosotros trabajamos siempre con disoluciones acuosas obligatoriamente tenemos que especificar en la reacción que se trata del agua y que es el agua la que cede el protón formándose el ion hidroxilo como consecuencia de la perdida del protón por parte del agua.
Ejemplos: NH3 + H2O NH4+ + OH-
CH3-NH2 + H2O CH3-NH3+ + OH-
Se recomienda utilizar Arrhenius para disociar hidróxidos, y Brönsted-Lowry para disociar bases que no son hidróxidos.
Las bases que no son hidróxido no podrían disociarse por Arrhenius y las que no son hidróxidos si lo hacemos por Arrhenius el proceso es más largo para quedarnos finalmente el mismo resultado.


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