TEORÍA DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA

PRÁCTICA NÚMERO 2.

TEORÍA DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA.

I. INTRODUCCIÓN.

De acuerdo a los estudios y conceptos de acidez y basicidad por parte del físico Michael Faraday en 1834, se descubrió que estas sustancias, además de las sales químicas producían especies cargadas (positivas y negativas) cuando se encuentra disueltas en agua, a las que se llamó electrolitos, estableciendo que “cualquier sustancia electrolítica disuelta en agua se disocian en partículas con carga (o iones) que pueden conducir la corriente eléctrica”.

Posteriormente, France Van Rufither en 1852 estableció la clasificación de las sustancias químicas en bases y ácidos, mediante colorantes vegetales. En 1884 el químico Svante Arrhenius y Wilhelm Ostwald definieron los ácidos como sustancias químicas que tienen hidrógeno, produciendo iones hidrógeno o protones (H+) cuando un ácido se disuelve en agua y una base es aquella sustancia que contiene especies químicas llamadas oxhidrilo (OH-) y disueltas en agua producen grupos hidroxilo (OH-).

Arrhenius, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas. En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica de acuerdo a los siguientes puntos:

1. De los átomos totales que constituyen una sustancia electrolítica, una parte se va cargando de electricidad a medida que se produce la disolución y el resto queda en estado de neutralidad.

2. La formación de iones es un proceso independiente del paso de la corriente eléctrica.

3. Los iones actúan independientemente unos de los otros y de las moléculas sin disociar, y son diferentes en sus propiedades físicas y químicas.

4. La disociación electrolítica es un proceso reversible.

5. Las partículas con carga eléctrica son atraídas por el electrodo de signo contrario.

6. Cuando los iones se dirigen a sus respectivos electrodos, pierden sus cargas eléctricas, se transforman en átomos y adquieren propiedades químicas ordinarias.

De acuerdo a la Teoría de la Disociación Electrolítica, propuesta por Arrhenius, las sustancias químicas líquidas (soluciones) o sólidas que son capaces de disgregarse o de disociarse en iones positivos o negativos, las clasifica en electrolitos y no electrolitos.

Un electrolito es una sustancia química que se disgrega o se disocia en iones, tanto en soluciones como en fundidos (mezcla física de sólidos). Y generalmente son las sustancias que presentan un carácter de tipo iónico en solventes polares como los ácidos, bases y sales.

Los no electrolitos son aquellas sustancias que no se disocian en iones o que no se disgregan, tanto en soluciones como en fundidos (mezcla física de sólidos). Generalmente son sustancias que presentan un carácter covalente o son no polares (apolares); como azúcares, almidón alcohol y muchas sustancias de tipo orgánico. Como se menciona, el proceso de disgregación de las sustancias electrolíticas solo ocurre en presencia de disolventes (solventes) polares como el agua. En donde existe una interacción química de las moléculas del electrolito con las moléculas dipolares del agua u otros solventes polares.

La representación esquemática del proceso de disgregación se muestra en la figura 1. Disgregación de las moléculas de ácido clorhídrico con agua.

[pic 1]

Los electrólitos en solución acuosa se disocian en iones positivos e iones negativos, los primeros se les llama cationes presentan una positiva) y los últimos se les conoce como aniones (presentan una carga negativa). Estas cargas positivas y negativas en una solución son numéricamente iguales, por lo tanto, la solución es electronuetral; es decir, presenta propiedades físicas-eléctricas neutras.

Los electrólitos en solución, por las cargas positivas y negativas presentes en su seno, presentan electroconductividad; es decir tienen la particularidad de conducir corriente eléctrica. Los iones (positivos y negativos), en solución, se encuentran rodeados de forma independiente con moléculas de agua (dipolos) y se les llama iones hidratados. De acuerdo a Kablukov, para diferenciar los iones hidratados de los iones no hidratados.

Los iones hidratados que son positivos (cationes), se simbolizan con un punto como superíndice y los iones negativos se simbolizan con un apostrofo o coma como superíndice. Los iones no hidratados o iones libres si son positivos se simbolizan con un signo positivo como superíndice y si son negativos se simbolizan con un signo negativo como superíndice, ejemplo:

Simbología de iones libres

Na+; Ca2+; Al3+; Cl-; S2-; [SO4]2-; etc.

Simbología de iones solvatados o hidratados

Na ・ ; Ca2・; Al3・; Cl’; S2’; [SO4]2’; etc.

El catión hidrógeno simbolizado por H+ (ion libre) o por H・, en realizad no existe, pero se utiliza en un proceso de disociación para facilitar y simplificar las ecuaciones químicas. Lo que en realizar existe y es equivalente al ion hidrógeno, es el ion hidronio ([H3O]+). El ion hidronio se produce mediante la interacción de un ion hidrógeno con el átomo de oxígeno de la molécula de agua.

H+ + H2O → [H3O]+ ion hidronio

Grado de disociación electrolítica.

La disgregación o separación de los electrólitos en iones se puede cuantificar, mediante el grado de disociación electrolítica, simbolizado por , que índica la concentración de las moléculas del electrólito que se encuentran disueltas en agua o disgregadas en el solvente.

La fórmula matemática para calcular el grado de disociación electrolítica es la siguiente:

[pic 2]

Dónde:  n1: es el número de moléculas que se disgregan en iones.  no: es el número total de moléculas disueltas.

La magnitud del grado de disociación electrolítica, nos determina la “fortaleza” de un electrólito.

Si la magnitud de  es menor al 3%; se considera a un electrólito en solución como electrólito débil, como: HCN; H2S; H2CO3; NH4OH; H2O, entre otros. Estos electrólitos se caracterizan por que sus moléculas presentan una menor polaridad de sus enlaces y son más estables a la acción del disolvente.

Si la magnitud de α es mayor al 3% y menor al 30%; se considera a un electrólito en solución como electrólito de fuerza intermedia, como: H3PO4; HF; H2SO3, entre otros.

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