Disociación del agua

El agua es un electrolito débil que se disocia en un protón y un oxhidrilo. Su constante de disociación es igual al producto de las concentraciones de protones y oxhidrilos, dividido por la concentración del agua no disociada.

Un mol de agua pesa 18 gramos, por lo que en 1 litro de agua (1.000 gramos) habrá 55,55 moles, es decir, la concentración será 55,55 M.

Si multiplicamos la constante de disociación del agua por esa concentración del agua, obtendremos una nueva constante llamada kw , igual al producto de las concentraciones de protones y oxhidrilos, y su valor será de 10-14.

De allí, como por cada protón se produce un oxhidrilo al disociarse el agua, entonces la concentración de protones será igual a la concentración de oxhidrilos, cada una de ellas igual a 10-7.

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Electrolitos fuertes y electrolitos débiles

Los electrolitos (iones que pueden conducir la corriente eléctrica) se forman cuando se disuelve un soluto iónico en agua; este se disocia en iones positivos (cationes) y en iones negativos (aniones) que, por tener cargas diferentes, pueden conducir la corriente eléctrica.

Esta característica permite clasificar los solutos en “electrolitos” y “no electrolitos”.

Un electrolito será el que al disociarse da origen a una gran concentración de iones, hecho que permite mayor conductividad eléctrica. Se considera en la práctica que un electrolito fuerte se descompone en un 100%, lo cual impide equilibrios entre sus iones y la molécula correspondiente.

Un electrolito débil se disocia muy poco, de manera que no se produce una suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente eléctrica.

Las sustancias no electrolíticas tienen enlaces covalentes no polares que mantienen su individualidad al no ser disociadas por la acción de fuerzas electrostáticas. Algunas sustancias con enlaces covalentes polares no conducen la corriente eléctrica mientras se encuentran en estado sólido, líquido o gaseoso. Pero si se forma una solución acuosa, disolviéndolas en agua, conducen la corriente eléctrica, lo que indica que se han formado iones.

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Ácidos y Bases - Propiedades

Los ácidos fuertes tienden mucho a ceder protones, mientras que las bases fuertes poseen gran tendencia a aceptarlos (Bronsted-Lowry). Así se puede determinar el poder de una sustancia según tienda a donar o a aceptar protones.

Las sustancias que al disociarse conducen la corriente eléctrica se llaman “electrolitos”. La disociación alcanza un equilibrio entre la velocidad de la reacción directa y la velocidad de la reacción inversa. En ese momento puede determinarse una constante de equilibrio que se denomina “constante de disociación” (kd).

Cuando una reacción directa alcanza un equilibrio dinámico con una reacción inversa, la velocidad de formación de productos es igual a la velocidad de formación de los reactivos, y las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo.

Un ácido fuerte y una base fuerte son las sustancias con carácter ácido o básico, que se disocian por completo; al final de la disociación, sólo se hallan los productos de la misma. Un electrolito fuerte no genera un equilibrio, porque su disociación es total, pero algunos ácidos y bases, pese a no disociarse en un 100%, tienen constantes de disociación bastante altas, lo que permite clasificarlos como “electrolitos fuertes”.

De hecho, no todos los ácidos y bases débiles se disocian con la misma intensidad. Para determinar el grado de disociación se emplea la expresión “porcentaje de disociación”.

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Ácidos y Bases - Teoría de Arrhenius

Svante Arrhenius (1859-1927) consideró que un electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, conduce la corriente eléctrica, porque sus moléculas se disocian en iones, es decir, átomos cargados con electricidad.

Puede haber electrolitos fuertes (cuando la disociación es prácticamente total), electrolitos débiles (si se disocia menos del 1% de las moléculas), y no electrolitos (si no se produce la disociación).

Son electrolitos fuertes, el ácido clorhídrico (HCl), el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido nítrico (HNO3); todos los hidróxidos (excepto el hidróxido de amonio NH4OH) y la mayoría de las sales.
Son electrolitos débiles los ácidos orgánicos, el ácido carbónico y el ácido fosfórico, y bases como el hidróxido de amonio.

No electrolitos son la sacarosa, el etanol, el oxígeno gaseoso y el monóxido de carbono, entre otros.

Según la teoría de Arrhenius, una sustancia que se disocia produciendo iones H+ es un ácido. Una sustancia que se disocia produciendo iones OH- es una base o hidróxido. Las reacciones de neutralización ácido-base, según esta teoría, se pueden escribir de manera molecular, iónica o iónica neta. Esta última sería:

H+ + OH- ---> H2O

Una limitación de la teoría de Arrhenius sobre los ácidos y las bases es el hecho de que en ella no se considera el efecto del solvente en el proceso de ionización.

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