Conceptos Clave de Química: Soluciones, Propiedades Coligativas y Equilibrio Ácido-Base

Unidades de Concentración de Soluciones

Porcentaje Peso/Peso (%P/P)

Define la cantidad de gramos de soluto disueltos en 100 gramos de solución.

%P/P = (gramos de soluto / gramos de solución) x 100

Porcentaje Peso/Volumen (%P/V)

Define la cantidad de gramos de soluto disueltos en 100 mL de solución.

%P/V = (gramos de soluto / mL de solución) x 100

Relación con %P/P y densidad:

%P/V = %P/P x densidad

Donde la densidad (d) se calcula como:

d = masa / volumen

Porcentaje Volumen/Volumen (%V/V)

Define la cantidad de mililitros de soluto disueltos en 100 mL de solución.

%V/V = (mL de soluto / mL de solución) x 100

Molaridad (M)

Representa los moles de soluto disueltos en 1 litro de solución.

M = n / V

Donde:

• n = moles de soluto
• V = volumen de la solución en litros

También se puede expresar como:

M = (gramos de soluto x 1000) / (Peso Molecular (PM) del soluto x Volumen de la solución en mL)

Molalidad (m)

Representa los moles de soluto disueltos en 1 kg de solvente.

m = n / kg

Donde:

• n = moles de soluto
• kg = masa del solvente en kilogramos

También se puede expresar como:

m = (gramos de soluto x 1000) / (Peso Molecular (PM) del soluto x gramos de solvente)

Propiedades Coligativas de las Soluciones

Las propiedades coligativas son aquellas propiedades de las soluciones que dependen únicamente de la concentración de partículas de soluto disueltas, y no de la naturaleza química de dicho soluto.

Presión de Vapor

Es la presión que ejerce el vapor de una sustancia en equilibrio con su fase líquida a una temperatura determinada.

Factores que afectan la Presión de Vapor:

• Temperatura: A mayor temperatura, mayor presión de vapor.
• Volatilidad: Sustancias más volátiles tienen mayor presión de vapor.
• Fuerzas de Cohesión: Sustancias con menores fuerzas intermoleculares (cohesión) tienen mayor presión de vapor.

La presión de vapor de una solución es menor que la presión de vapor del solvente puro a la misma temperatura.

Ley de Raoult:

Psolución = P0solvente puro * Xsolvente

Donde:

• Psolución: Presión de vapor de la solución (presión parcial del solvente).
• P0solvente puro: Presión de vapor del solvente puro.
• Xsolvente: Fracción molar del solvente en la solución.

Ascenso del Punto de Ebullición (Ebulloscopia)

El punto de ebullición de un líquido se alcanza cuando su presión de vapor iguala la presión atmosférica circundante.

En una solución, el punto de ebullición es mayor que el del solvente puro.

El ascenso del punto de ebullición (ΔTebullición) se calcula como:

ΔTebullición = Punto de ebulliciónsolución - Punto de ebulliciónsolvente puro

También se relaciona con la molalidad (m) mediante la constante ebulloscópica (K_e):

ΔTebullición = Ke * m

Donde Ke es la constante ebulloscópica molar, con unidades de ºC·kg/mol o ºC/m.

Descenso del Punto de Congelación (Crioscopia)

El punto de congelación de un solvente puro es mayor que el punto de congelación de la solución.

El descenso del punto de congelación (ΔTcongelación) se calcula como:

ΔTcongelación = Punto de congelaciónsolvente puro - Punto de congelaciónsolución

También se relaciona con la molalidad (m) mediante la constante crioscópica (K_c):

ΔTcongelación = Kc * m

Donde Kc es la constante crioscópica molar, con unidades de ºC·kg/mol o ºC/m.

Ácidos y Bases

Teoría de Arrhenius

Esta teoría define a los ácidos y bases en función de su comportamiento en solución acuosa.

Ácido de Arrhenius:

Toda sustancia capaz de liberar iones H⁺ (protones) en solución acuosa.

Ejemplos:

1. HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) (Ácido monoprótico)
2. H2CO3(aq) → 2H+(aq) + CO32-(aq)

Base de Arrhenius:

Toda sustancia capaz de liberar iones OH^- (hidroxilo) en solución acuosa.

Ejemplos:

1. NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
2. Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

Teoría de Brønsted-Lowry

Esta teoría amplía la definición de ácidos y bases, centrándose en la transferencia de protones.

• Un ácido es una sustancia capaz de donar un ion H⁺ (protón).
• Una base es una sustancia capaz de aceptar un ion H⁺ (protón).

Ejemplos de reacciones ácido-base de Brønsted-Lowry:

HCl(aq) + H2O(l) ⇌ Cl-(aq) + H3O+(aq)

En esta reacción:

• Ácido: HCl (dona H⁺)
• Base: H₂O (acepta H⁺)
• Base Conjugada: Cl^- (formada cuando el ácido pierde H⁺)
• Ácido Conjugado: H₃O⁺ (formado cuando la base acepta H⁺)

NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq)

En esta reacción:

• Base: NH₃ (acepta H⁺)
• Ácido: H₂O (dona H⁺)
• Ácido Conjugado: NH₄⁺ (formado cuando la base acepta H⁺)
• Base Conjugada: OH^- (formada cuando el ácido pierde H⁺)

Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base (como el agua en los ejemplos anteriores) se les llama anfolitos o sustancias anfóteras.

Concepto de pH y pOH

El pH es una medida del grado de acidez o basicidad de una solución. Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno [H⁺].

pH = -log[H+]

El pOH es una medida de la basicidad de una solución, definida como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilo [OH^-].

pOH = -log[OH-]

Relaciones Importantes:

• Concentración de iones hidrógeno: [H+] = 10-pH
• Concentración de iones hidroxilo: [OH-] = 10-pOH
• Relación entre pH y pOH a 25°C: pH + pOH = 14
• Producto iónico del agua (K_w) a 25°C: [H+][OH-] = 1 x 10-14

Clasificación de Soluciones según pH:

• Solución Ácida: [H+] > [OH-] (o pH < 7 a 25°C)
• Solución Neutra: [H+] = [OH-] (o pH = 7 a 25°C)
• Solución Básica (Alcalina): [H+] < [OH-] (o pH > 7 a 25°C)