Conductividad eléctrica en soluciones

Comprende como el tipo de solutos disueltos en un solvente pueden alterar la capacidad de estos para conducir la electricidad en ellos.


Existen solutos que poseen la capacidad de disociarse completamente en un solvente, mientras que otros lo hacen de manera parcial. Esta característica fue evidenciada en el siglo XIX por el científico británico Michael Faraday, quien observó que aquellos solutos que se disociaban completamente en el solvente, rápidamente adoptaban una carga eléctrica determinada, positiva o negativa. Siendo aun más acucioso en sus observaciones, notó que si bien había solutos que no se disociaban completamente y otros que sí lo hacían, aquellos que sí lo hacían podían hacerlo con más o menor fuerza. Faraday llamó a aquellos solutos que se disociaban completamente en un solvente y que adoptaban una carga eléctrica, iones, y observó que estos iones disueltos en los solventes les otorgaban un incremento en su capacidad para conducir la electricidad, es decir, aumentaban su conductividad eléctrica. Estos iones fueron llamados por Faraday, electrolitos. Dependiendo del grado de disociación de los electrolitos en los solutos él describió electrolitos débiles, que no se disocian completamente en el solvente, y electrolitos fuertes, que sí lo hacen. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) y el ácido sulfurico (H2SO4) se disocian completamente en agua, por lo que son electrolitos fuertes, mientras que el ácido acético (CH3COOH) y el ácido sulfhídrico (H2S) no se disocian completamente en agua, por lo que son electrolitos débiles.

Hacia fines del siglo XIX y principios del siglo XX, el científico holandés Svante Arrhenius formuló la teoría de disociación electrolítica, que ahondó aun más en las explicaciones dadas anteriormente por Faraday respecto del comportamiento de los electrolitos en distintos solventes y su relación con la conducción de electricidad. Arrhenius planteó que ciertos solutos en estado sólido al entrar en contacto con el agua tienen la capacidad de disociarse rápidamente y adoptar una carga iónica positiva y negativa, lo que facultaría a la solución resultante en una mejor conductora de la electricidad. Esta disociación no es garante de mejora en la conductividad por sí misma, sino que queda condicionada a la cantidad de soluto disociado, es decir, dependerá de la concentración del soluto y del grado de solubilidad del solvente. Por ejemplo se tiene que:

NaCl (sólido)  + agua (líquido) —>  Na+ (disuelto) +   Cl(disuelto) + agua (líquido)

No todas las soluciones conducirán la electricidad, a pesar de que en ellas se disuelvan electrolitos. Aquellas que pueden hacerlo son denominadas soluciones electrolíticas, y poseen la capacidad de disociar por completo sus electrolitos en el solvente, al estar formadas por compuestos iónicos, mientras que aquellas que no pueden hacerlo son denominadas soluciones no electrolíticas, al carecer de la capacidad de disociar por completo sus electrolitos en el solvente, dada la fuerza de enlaces existentes entre las moléculas que constituyen el o los solutos, de tipo covalentes, y por ende, difíciles de disociar.

El conocimiento base planteado por Faraday y luego profundizado por Arrhenius permitió años más tarde descubrir el principio mediante el cual funcionan las pilas y baterías eléctricas, permitiendo su invención. En palabras simples, una pila o batería funciona en la base de una solución de sulfato de cobre (II) en la cual se encuentran sumergidas dos placas de metal (llamadas cátodo y ánodo), a las cuales se mueven los electrolitos negativos y positivos, respectivamente, generando un flujo eléctrico al cual si se le conecta un agente disipador de este flujo (llamados “resistencias”, por ejemplo, una ampolleta o bombilla), desprende energía bajo la forma de luz y calor.