Teoria De La Disociacion Electrolitica

cantidad de un elemento o de un compuesto por unidad de volumen. En el Sistema Internacional de Unidades se emplea la unidad mol•m-3. A cada sustancia le corresponde un valor de solubilidad, que es la cantidad máxima de ella (soluto) que puede haber en una disolución, y depende de condiciones como la temperatura, la presión, cuáles sean las otras substancias disueltas o en suspensión y cuál sea la cantidad y la concentración de ellas. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como «diluido», para bajas concentraciones, o «concentrado», para altas.

Molaridad

La molaridad (M) es el número de moles de soluto por litro de solución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración normalmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 30 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado para después rellenarlo con más disolvente hasta los 1.000 mL.

Molalidad

En la molalidad ponemos en juego los moles de soluto que añadimos a la mezcla con el volumen de la disolución en la que vertemos el soluto.

Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.

La principal ventaja de este método de medida con respecto a la molaridad es que, como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volum

en cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no es función del volumen, es independiente de la temperatura y de la presión, y puede medirse de una manera más precisa.

Es menos empleada que la molaridad, pero igual de importante.

Breve historia de los conceptos de ácido y base

Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que los ácidos, las bases y las sales eran electrolitos, por lo que, disueltos en agua, se disocian en partículas con carga (o iones) que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1852, France Van Rufither, de Holanda, desarrolló un poco conocido teorema con base en experimentos con distintos compuestos y sus coloraciones respectivas tras añadir colorantes vegetales y mezclaros con agua, y así llevó a cabo la primera clasificación de ácidos y bases. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (como más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno y que, disueltas en agua, producían una concentración de iones hidrógeno (o protones) mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que, disuelta en agua, producía un exceso de iones hidroxilo (OH-). La reacción de neutralización sería:

H+ + OH- = H2O

Teoría de Arrhenius de la disociación electrolítica

• 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.

Teoría de la disociación electrolítica. Arrhenius

La disolución de sal en agua posee una característica particular: conduce la corriente eléctrica (la disolución de azúcar no conduce la corriente eléctrica porque no genera partículas con carga eléctrica). Al disolverse los cristales de sal que tienen forma cúbica, producen partículas diminutas con carga eléctrica (llamadas iones) positivas como el sodio (Na+) y negativas como el cloro (Cl–). Estas partículas se distribuyen entre las moléculas de agua y debido a que son incoloras en disolución acuosa como la sal común y el azúcar no se perciben a

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