Soluciones, Equilibrios Iónicos y Enlaces Químicos Acuosos

1. Soluciones, equilibrios iónicos y
enlaces químicos acuosos.
Farmacología 2021.

2. Solución Química.
• Se denomina solución o disolución química a una mezcla homogénea de dos o más
sustancias químicas puras. Una disolución puede ocurrir a nivel molecular o iónico y
no constituye una reacción química.
• De esta manera, la disolución resultante de la mezcla de dos componentes tendrá una
única fase reconocible (sólida, líquida o gaseosa) a pesar inclusive de que sus
componentes por separado tuvieran fases distintas. Por ejemplo, al disolver azúcar en
agua.
•

3. • Toda solución química presenta, como
mínimo, dos componentes: un soluto (el
que es disuelto en el otro) y un solvente o
disolvente (que disuelve al soluto). En el
caso del azúcar disuelto en agua, el azúcar
es el soluto y el agua es el disolvente.
• La formación de soluciones y mezcla s de
sustancias es fundamental para el
desarrollo de nuevos materiales y para el
entendimiento de las fuerzas químicas que
permiten a la materia combinarse. Esto
resulta de particular interés para los
campos de la química, la biología y la
geoquímica, entre otros.

4. Características de una solución química.
• Soluto y solvente no pueden separarse por métodos físicos como filtración o
tamizado, ya que sus partículas han constituido nuevas interacciones químicas.
• Poseen un soluto y un solvente (como mínimo) en alguna proporción detectable.
• A simple vista no pueden distinguirse sus elementos constitutivos.
• Únicamente pueden separarse soluto y solvente mediante métodos como la
destilación, la cristalización o la cromatografía.

5. Tipos de soluciones químicas.
• Las soluciones químicas pueden clasificarse de acuerdo a dos criterios.
• La proporción entre el soluto y el disolvente:
• Diluidas. Cuando la cantidad de soluto respecto al solvente es muy pequeña. Por
ejemplo: 1 gramo de azúcar en 100 gramos de agua.
• Concentradas. Cuando la cantidad de soluto respecto al solvente es grande. Por
ejemplo: 25 gramos de azúcar en 100 gramos de agua.
• Saturadas. Cuando el solvente no acepta ya más soluto a una determinada
temperatura. Por ejemplo: 36 gramos de azúcar en 100 gramos de agua a 20 °C.
• Sobresaturadas. Como la saturación tiene que ver con la temperatura, si
incrementamos la temperatura, se puede forzar al solvente a tomar más soluto del
que ordinariamente puede, obteniendo una solución sobresaturada (saturada en
exceso, digamos). Así, sometida a un calentamiento, la solución tomará mucho más
soluto del que ordinariamente podría.

6. • El estado de agregación de los componentes:
• Sólidas:
• Sólido en sólido. Tanto el soluto como el disolvente se encuentran en estado sólido.
Por ejemplo: las aleaciones como el latón (cobre y zinc).
• Gas en sólido. El soluto es un gas y el disolvente es un sólido. Por ejemplo: hidrógeno
en paladio, polvo volcánico, entre otros.
• Líquido en sólido. El soluto es un líquido y el disolvente es un sólido. Por ejemplo:
las amalgamas (mercurio y plata)

7. • Líquidas:
• Sólido en líquido. Por lo general, se disuelven pequeñas cantidades de sólido
(soluto) en un líquido (disolvente). Por ejemplo: azúcar disuelto en agua.
• Gas en líquido. Se disuelve un gas (soluto) en un líquido (disolvente). Por ejemplo: el
oxígeno disuelto en el agua de mar que es responsable de la vida acuática en el
planeta.
• Líquido en líquido. Tanto el soluto como el disolvente son líquidos. Por ejemplo: las
amalgamas (mercurio y plata).

8. • Gaseosas:
• Gas en gas. Tanto el soluto como el disolvente son gases. En muchas ocasiones estas
disoluciones se asumen como mezclas debido a las débiles interacciones entre las
partículas de los gases. Por ejemplo: oxígeno en aire.
• Gas en sólido. El soluto es un gas y el disolvente es un sólido. Por ejemplo: polvo
disuelto en aire.
• Líquido en gas. El soluto es un líquido y el disolvente es un gas. Por ejemplo: vapor
de agua en el aire.

9. Concentración de una solución química.
• La concentración es una magnitud que describe la proporción de soluto respecto al
solvente en una disolución. Esta magnitud se expresa en dos tipos distintos de
unidades:
• Unidades físicas. Aquellas que se expresan en relación al peso y al volumen de la
solución, en forma porcentual (se multiplican por 100). Por ejemplo:
• %Peso/peso. Se expresa en gramos de soluto sobre gramos de solución.
• %Volumen/volumen. Se expresa en centímetros cúbicos (cc) de soluto sobre cc de
solución.
• %Peso/volumen. Combina las dos anteriores: gramos de soluto sobre cc de
solución. - Fuente: https://concepto.de/solucion-quimica/

10. • Unidades químicas. Aquellas que se expresan en sistemas de unidades químicas.
Por ejemplo:
• Molaridad (M). Se expresa en número de moles de soluto sobre un litro de solución
o un kilogramo de solución. Se calcula de la siguiente manera:
Donde n(X) es la cantidad de moles del componente X y Vdisolución es el volumen de la
disolución. La molaridad se expresa en moles/Ldisolución.
• Fracción molar (Xi). Se expresa en términos de moles de un componente (solvente
o soluto) en relación con los moles totales de la solución, de la siguiente manera:
• Xsolución = moles de soluto / (moles de soluto + moles solvente)
• Xsolvente = moles de solvente / (moles de soluto + moles solvente)
• Siempre contemplando que:
• Xsolvente + Xsolución = 1

11. • La fracción molar es adimensional, es decir, no se expresa en unidades de medición.
• Molalidad (m). Es la proporción entre el número de moles de cualquier soluto
disuelto por kilogramos de disolvente. Se calcula de la siguiente manera:
• Donde m(X) es la molalidad de X, n(X) es el número de moles de X y masa(disolvente)
es la masa de disolvente expresada en kg. Es importante aclarar que la molaridad se
expresa por kg (1000g) de disolvente. Se expresa en unidades de mol/kg.

12. Equilibrio Iónico
• El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la
presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones
• Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un
electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.
• En base a esto, se clasifica a los electrolitos en base a dos criterios:
• Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros
• Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles

13. Electrolitos según su fuerza
• Cuando una sustancia se disuelve en agua la generación de electrolitos puede ocurrir
de forma incompleta o completa.
• Cuando la disociación ocurre completamente se habla de electrolito fuerte. Un
electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa.
Cuantitativamente hablando, un electrolito fuerte es aquel cuya constante de
equilibrio tiende a infinito
• Ejemplo: HCl + H2O --> H3O+ + Cl-
• Donde:
• Keq=[H3O+][Cl-]/[HCl]
• En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende Keq tiende a infinito

14. • Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los
eletrolitos débiles forman equilibrios verdaderos
• Ejemplo: HF + H2O --> H3O+ + F-
• Donde: Keq=[H3O+][F-]/[HF]
• Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H3O+] y [F-]
permanecerán constante, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico.

15. Autoionización del Agua
• Corresponde a la propiedad química del agua donde ésta se autosepara en sus componentes
iónicos.
• El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción
pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada.
• H2O + H2O = H3O+ + OH-
• Al ser una reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de equilibrio:
• Keq= [H3O+][OH-]
• Al ser el agua una especie pura, no se le considera en al expresión, por ende, la constante de
equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados
• Mediante procesos electroquímicos, se pudo comprobar que la constante de equilibrio de
esta relación tiene un valor de:
• [H3O+] = [OH-] = 1*10-7
• Kw=1*10-14
• La que se conoce como: Constante de autoionización del agua

16. Constante de equilibrio para especies acidas y básicas.
• Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio
de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa Ka; y cuando se
trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante
de basicidad y se designa Kb.
• No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, por ende, a
la hora de hacer cálculos, se trata como tal.

17. Hidrólisis en sales.
• Se define hidrólisis de una sal como el proceso en el cual los componentes iónicos de la sal
disuelta en agua son capaces de romper la molécula de agua, generando la presencia de iones
H3O+ y/o OH-
• Como se menciona anteriormente, por la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido-base genera una
base-ácido conjugada de fuerza inversa a la del ácido que le dio origen, esto es, un ácido-base
fuerte dará origen a una base-ácido débil y un ácido-base débil dará origen a una base-ácido
fuerte
• Además también que una sal el producto de la reacción entre un ácido o base, por ejemplo
NaCl:
• HCl + NaOH ->NaCl + H2O

18. • Tanto HCl como NaOH son especies
muy fuertes (Ka y Kb tienden a infinito
respectivamente), por ende sus pares
base/ácido conjugados tiene
constantes de acidez/basicidad que
tienden a cero.
• Si disolvemos NaCl en agua, por
propiedades de las sales, tendremos
que:
• NaClac -> Na+ + Cl-
• Si hiciéramos una medición de pH se
esperaría que el pH de la solución
fuera neutro. La razón de esto está en
que, tanto Na+ como Cl- son los pares
conjugados de HCl y NaOH, y son
especies que no presentan valores de
acidez/basicidad.

19. Definición acuosa
• Acuoso es un término usado para describir un sistema que consiste en agua . La
palabra acuosa también se aplica para describir una solución o mezcla en la que el
agua es el disolvente. Cuando una especie química se ha disuelto en agua, este se
denota por escrito (aq) después de que el nombre químico.
• Hidrófilos sustancias (amantes del agua) y muchos compuestos iónicos se disuelven o
se disocian en agua. Por ejemplo, cuando el cloruro de la sal de mesa o de sodio se
disuelve en agua, se disocia en sus iones para formar Na + (ac) y Cl -
(aq). Hidrófobos sustancias (temerosa de agua) generalmente no se disuelven en
agua o forman en soluciones acuosas.
• Por ejemplo, la mezcla de aceite y agua no resulta en disolución o la
disociación. Muchos compuestos orgánicos son hidrófobos. No electrólitos pueden
disolverse en agua, pero que no se disocian en iones y que mantener su integridad
como moléculas. Ejemplos de no electrólitos incluyen azúcar, glicerol, urea, y
metilsulfonilmetano (MSM).

20. Propiedades generales de las soluciones acuosas
• Las soluciones acuosas menudo conducen la electricidad. Las soluciones que contienen
electrolitos fuertes tienden a ser buenos conductores eléctricos (por ejemplo, agua de mar),
mientras que las soluciones que contienen electrolitos débiles tienden a ser malos
conductores (por ejemplo, agua del grifo). La razón es que los electrolitos fuertes se disocian
completamente en iones en el agua, mientras que los electrolitos débiles se disocian de
manera incompleta.
• Cuando se producen reacciones químicas entre las especies en una solución acuosa, las
reacciones son generalmente doble desplazamiento (también llamado metátesis o doble
sustitución) reacciones. En este tipo de reacción, el catión de un reactivo toma el lugar para el
catión en el otro reactivo, típicamente la formación de un enlace iónico. Otra forma de pensar
en ello es que los iones de reactivos “socios” del interruptor.
• Las reacciones en solución acuosa puede dar como resultado productos que son solubles en
agua o pueden producir un precipitado . Un precipitado es un compuesto con una baja
solubilidad que a menudo se sale de la solución como un sólido.
• El ácido términos, base, y el pH sólo se aplican a soluciones acuosas. Por ejemplo, se puede
medir el pH del jugo de limón o vinagre (dos soluciones acuosas) y que son ácidos débiles,
pero no se puede obtener ninguna información significativa de las pruebas aceite vegetal con
papel de pH.

21. Propiedades generales de las soluciones acuosas
• Si o no una sustancia forma una solución acuosa depende de la naturaleza de sus
enlaces químicos y cómo atrajo a las partes de la molécula son a los átomos de
hidrógeno o de oxígeno en agua. La mayoría de las moléculas orgánicas no se
disuelve, pero hay reglas de solubilidad que pueden ayudar a identificar si o no un
compuesto inorgánico producirá una solución acuosa. Para que un compuesto se
disuelva, la fuerza de atracción entre una parte de la molécula y de hidrógeno o de
oxígeno tiene que ser mayor que la fuerza de atracción entre las moléculas de
agua. En otras palabras, la disolución requiere fuerzas mayores que las de los enlaces
de hidrógeno.
• Mediante la aplicación de las reglas de solubilidad, que es posible escribir una
ecuación química para una reacción en solución acuosa. Los compuestos solubles se
denotan usando el (aq), mientras que forma compuestos insolubles precipitados. Los
precipitados se indican usando (s) para sólidos. Recuerde, un precipitado no siempre
forman! Además, tenga en cuenta la precipitación no es 100%. Pequeñas cantidades
de compuestos con baja solubilidad (considerado insoluble) en realidad se disuelven
en agua.

22. Propiedades generales de las soluciones acuosas
• electrolito – sustancia cuya solución acuosa contiene iones
• no electrolito – sustancia que no forma iones en solución
• Compuestos iónicos en agua
• disociarse – cuando los iones se separan de un sólido que se disuelve
• Compuestos moleculares en agua
• la estructura molecular se mantiene
• Electrolitos fuertes y débiles
• electrolitos fuertes: compuestos iónicos que existen completamente de iones en
solución
• electrolitos débiles: compuestos moleculares que producen una pequeña cantidad de
iones
• equilibrio químico – equilibrio de formación de iones y recristalización de iones

23. Referencias
• "Solución química". Autor: Dianelys Ondarse
Álvarez. De: Argentina. Para: Concepto.de.
Disponible en: https://concepto.de/solucion-
quimica/. Última edición: 15 de julio de 2021.
Consultado: 11 de septiembre de 2021 - Fuente:
https://concepto.de/solucion-quimica/
• https://www.quimica.es/enciclopedia/Equilibri
o_i%C3%B3nico.html
• https://www.ecosia.org/images?q=Enlaces%20q
uimicos%20acuosos#id=E84F25D7FFA4CA2407
DCF01C9F9BE2DAAA45C320
• https://www.greelane.com/es/ciencia-
tecnolog%C3%ADa-
matem%C3%A1ticas/ciencia/definition-of-
aqueous-605823/
• https://tse2.mm.bing.net/th?id=OIP.u2mSg0P3s
KEswLSKtVbkbgHaFj&pid=Api