Química · Unidad 8 — Soluciones

Electrolitos y disociación

Cuando un compuesto iónico se disuelve no queda entero: se separa en sus iones. Contar cuántos iones libera cada fórmula es lo que decide si la solución conduce, cuánto conduce, y —más adelante— cuánto le baja el punto de congelación.

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La explicación

Qué pasa cuando se disuelve un compuesto iónico

El agua es una molécula polar: tiene un extremo con carga parcial negativa y otro positiva. Cuando un cristal iónico entra en agua, esos extremos rodean a cada ion —el lado negativo mira a los cationes, el positivo a los aniones— y lo arrancan de la red. El resultado es que en la solución no hay unidades de NaCl dando vueltas: hay iones Na⁺ e iones Cl⁻ rodeados de agua, cada uno por su lado. Eso es la disociación.

Electrolitos: los tres casos

Una solución conduce la corriente si tiene partículas cargadas libres. De ahí la clasificación:

Electrolito fuerte. Se disocia prácticamente por completo: sales solubles, ácidos fuertes, hidróxidos de los metales alcalinos. La solución conduce bien.
Electrolito débil. Se disocia sólo en parte: la mayor parte queda como molécula entera y convive con sus iones. Conduce poco. El ácido acético del vinagre es el ejemplo clásico.
No electrolito. Se disuelve pero no produce iones: las moléculas se separan unas de otras y nada más. La glucosa y la urea entran acá, y su solución no conduce.

Notá que «se disuelve bien» y «conduce» son cosas distintas. El azúcar se disuelve estupendamente en agua y su solución no conduce nada: lo que hace falta no es disolverse, es liberar cargas.

Cómo se escribe una disociación y cómo se cuentan los iones

NaCl (s) → Na⁺ (ac) + Cl⁻ (ac)     1 mol da 2 mol de iones
CaCl₂ (s) → Ca²⁺ (ac) + 2 Cl⁻ (ac)     1 mol da 3 mol de iones
Na₂SO₄ (s) → 2 Na⁺ (ac) + SO₄²⁻ (ac)     1 mol da 3 mol de iones
Al₂(SO₄)₃ (s) → 2 Al³⁺ (ac) + 3 SO₄²⁻ (ac)     1 mol da 5 mol de iones

El caso del CaCl₂ es el que hay que tener clavado: un mol de la sal da tres moles de iones, uno de calcio y dos de cloruro. El subíndice 2 de la fórmula pasa a ser coeficiente del ion cloruro, y de ahí sale que su concentración sea el doble que la de la sal.

Un detalle que conviene mirar de reojo: el ion poliatómico no se rompe. El sulfato entra al agua entero, como SO₄²⁻; lo que se corta es la unión iónica entre el catión y el anión, no los enlaces covalentes de adentro del anión.

El procedimiento para calcular la concentración de cada ion

1. Escribí la ecuación de disociación y balanceala.
2. Calculá la concentración de la sal, en mol/L.
3. Multiplicá esa concentración por el coeficiente de cada ion. El coeficiente sale del subíndice de la fórmula.
4. Si te piden el total de iones, sumá todos los coeficientes y multiplicá una sola vez.

solución 0,20 M de CaCl₂ → [Ca²⁺] = 0,20 M · [Cl⁻] = 0,40 M · iones totales = 0,60 M

Por qué esto vuelve en propiedades coligativas

Las propiedades coligativas —el descenso del punto de congelación, el ascenso del punto de ebullición, la presión osmótica— dependen de cuántas partículas hay disueltas, y no de cuáles son. Una solución de glucosa 0,10 M tiene 0,10 mol/L de partículas; una de CaCl₂ 0,10 M tiene 0,30, o sea el triple, y por eso su efecto es tres veces mayor.

Ésa es la razón por la que se tira sal —y no azúcar— sobre el hielo de las calles, y también por la que hay que revisar siempre si el soluto es electrolito antes de comparar dos soluciones «de la misma concentración».

Un ejercicio resuelto, paso a paso

Se disuelven 0,20 mol de CaCl2 en agua hasta obtener 500 mL de solución. Usá Ca = 40,1 · Cl = 35,5. a) Escribí la disociación. b) Calculá la concentración de cada ion. c) Compará con una solución 0,40 M de NaCl.

a) La disociación. El cloruro de calcio es una sal soluble, o sea un electrolito fuerte: se separa por completo.

CaCl₂ (s) → Ca²⁺ (ac) + 2 Cl⁻ (ac)

El coeficiente 2 delante del cloruro no es decorativo: sale del subíndice de la fórmula y es lo que hace que un mol de sal entregue tres moles de iones.

Control de cargas. Un Ca²⁺ aporta +2 y dos Cl⁻ aportan −2. La solución queda neutra, como tiene que ser. Si las cargas no se cancelan, la ecuación está mal escrita.

b) Las concentraciones. Primero la de la sal:

M(CaCl₂) = 0,20 mol / 0,500 L = 0,40 M

Y ahora cada ion, multiplicando por su coeficiente:

[Ca²⁺] = 1 × 0,40 = 0,40 M
[Cl⁻] = 2 × 0,40 = 0,80 M
iones totales = 3 × 0,40 = 1,20 M

c) Contra el NaCl 0,40 M. El cloruro de sodio también es electrolito fuerte, pero da sólo dos iones por fórmula:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻ → iones totales = 2 × 0,40 = 0,80 M

Las dos soluciones tienen la misma concentración de soluto —0,40 M— y distinta concentración de partículas: 1,20 M contra 0,80 M. La de cloruro de calcio conduce mejor y, cuando lleguen las propiedades coligativas, va a congelar a menor temperatura. La concentración de la sal sola no alcanza para compararlas: hay que pasar a iones.

Dónde se cae la mayoría

Contar el CaCl2 como si diera dos iones. Da tres: un catión calcio y dos aniones cloruro por cada fórmula.
Romper el ion poliatómico. El sulfato se disuelve entero como SO4 con carga 2−, no se parte en azufre y oxígenos.
Suponer que todo lo que se disuelve conduce. La glucosa se disuelve perfectamente y su solución no conduce nada.
Comparar dos soluciones por su concentración de soluto cuando lo que importa es la de partículas: una sal que da tres iones vence a otra que da dos aunque esté más diluida.

Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.

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