2º BACHILLER DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS CONCEPTO DE

2º BACHILLER
DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS
CONCEPTO DE ELECTROLITO
El termino electrolito fue acuñado por Arrhenius para aquellas sustancias que al disolverlas en agua, o bien al
fundirlas, dieran lugar a iones, y por tanto, pudieran conducir la corriente eléctrica al desplazarse estos cuando
aplicamos una diferencia de potencial o voltaje.
Son electrolitos los compuestos iónicos y los covalentes polares. Por lo tanto, recordemos las características
más generales de estos compuestos:


Los compuestos iónicos, por lo
general, son sólidos cristalinos
formados por aniones y
cationes.
Los compuestos covalentes
polares, por lo general, forman
moléculas que son dipolos
permanentes que se orientan
atrayéndose los polos de signo
opuesto (Fuerzas de Van der
Waals)
Los compuestos iónicos, la mayoría sales, son solubles en agua (molécula dipolar) y su disolución podemos
entenderla en dos etapas: La red cristalina sólida es rota por la atracción electrostática entre las moléculas de
agua y los iones del compuesto, es decir, el polo negativo del agua atrae y arranca a los cationes del
compuesto iónico y el polo positivo a los aniones. En la segunda etapa estos iones, separados y aislados, son
rodeados por moléculas de agua. En resumen, se da una reacción de disociación del compuesto iónico en sus
iones que será irreversible.
Observación: Existen algunos compuestos iónicos que son poco solubles en agua, estableciéndose un
equilibrio entre la forma sólida y la forma disuelta ionizada (equilibrios de precipitación). Los veremos en
otro tema.
Al disolverse en agua compuestos covalentes polares, inicialmente se rompen las fuerzas de Van der Waals
que hay entre sus moléculas, quedando estas moléculas polares aisladas y separadas en el seno del agua, y en
una segunda etapa se da una disociación en iones debida a interacciones electrostáticas con las moléculas
polares del agua, y en función del grado de polaridad de la molécula puede ser irreversible (o prácticamente
irreversible) o reversible hasta establecerse un equilibrio químico iónico, es decir, entre la forma molecular y
sus especies iónicas. En este último caso el equilibrio viene determinado por una constante de equilibrio
referida a concentraciones que genéricamente denominamos constantes de ionicidad.
A los electrolitos con disociación irreversibles se les denomina fuertes por aportar un gran número de iones a
la disolución, y como consecuencia transmitir muy bien la corriente eléctrica. Por el contrario, a los que se
disocian reversiblemente aportan un menor número de iones a la disolución y les denominaremos electrolitos
débiles.
Generalizando los principales electrolitos fuertes (por tanto con disociación irreversible) son las SALES
solubles, ácidos hidrácidos de halógenos, oxácidos de un solo hidrógeno (cuantos más oxígenos más fuertes,
por ello el ácido sulfúrico H2SO4 aun teniendo dos hidrógenos es muy fuerte) e hidróxidos de Na y K.
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También generalizando, los principales electrolitos débiles (por tanto con disociación irreversible con la
forma molecular) son los ácidos orgánicos, el amoniaco y las aminas, y en general todo electrolito del que nos
den una constante de ionicidad.
DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS
a) DISOCIACIÓN DE SALES SOLUBLES O SIN ALCANZAR EL PUNTO DE
SATURACIÓN
Las sales solubles o sin alcanzar el punto de saturación, son electrolitos fuertes y cuando
se funden o disuelven en agua se disocian en sus iones irreversiblemente. Es decir, dan
tantos cationes –con una carga positiva igual a la valencia con la que actúa el metal de
la sal- como átomos hay del metal en la molécula, más tantos aniones –con una carga
negativa igual a la necesaria para neutralizar la positiva de los cationes, ya que la sal
inicial es neutra- como átomos o grupos de átomos hay en el resto de la molécula.
Ejemplos
NaCl → Na+ + ClCuSO4 → Cu2+ + SO4=
NH4Cl → NH4+ + Cl-
aquí es el ion amonio el que hace de metal con valencia 1
Cu(NO3)2 → Cu+2 + 2NO3Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO4=
b) DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS
Los ácidos, según sean fuertes o débiles se disociarán irreversible o reversiblemente
respectivamente, pudiendo aplicar la teoría de Arrhenius: Sustancias con H que al
disolverlas en agua dan H+, es decir, darán tantos H+ -protones- como H ácidos tenga la
molécula, más un anión con una carga negativa igual al número de protones obtenidos.
Ejemplos:
HCl → H+ + ClH2SO4 → 2H+ + SO4=
CH3-COOH  H+ + CH3-COO-
O bien, la teoría de Brönsted-Lowry: Sustancias que al disolverlas ceden H+ al
disolvente. Como el disolvente, en principio puede ser cualquiera, y nosotros
trabajamos siempre con disoluciones acuosas obligatoriamente tenemos que especificar
en la reacción que se trata del agua y que es el agua la que capta el protón formándose
ion hidronio, por lo demás como en Arrhenius.
Ejemplos:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
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H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO4=
CH3-COOH + H2O  H3O+ + CH3-COOPor comodidad se recomienda utilizar Arrhenius.
c) DISOCIACIÓN DE BASES
Las bases, según sean fuertes o débiles se disociarán irreversible o reversiblemente
respectivamente, pudiendo aplicar la teoría de Arrhenius: Sustancias con OH que al
disolverlas en agua dan OH-, es decir, darán tantos OH- -aniones hidroxilo o oxidrilocomo OH tenga la molécula, más un catión con una carga positiva igual al número de
iones hidroxilos obtenidos.
Ejemplos:
NaOH → Na+ + OHNH4OH  NH4+ + OH-
O bien, la teoría de Brönsted-Lowry: Sustancias que al disolverlas captan H+ del
disolvente. Como el disolvente, en principio puede ser cualquiera, y nosotros
trabajamos siempre con disoluciones acuosas obligatoriamente tenemos que especificar
en la reacción que se trata del agua y que es el agua la que cede el protón formándose el
ion hidroxilo como consecuencia de la perdida del protón por parte del agua.
Ejemplos:
NH3 + H2O  NH4+ + OHCH3-NH2 + H2O  CH3-NH3+ + OH-
Se recomienda utilizar Arrhenius para disociar hidróxidos, y Brönsted-Lowry
para disociar bases que no son hidróxidos.
Las bases que no son hidróxido no podrían disociarse por Arrhenius y las que no son
hidróxidos si lo hacemos por Arrhenius el proceso es más largo para quedarnos
finalmente el mismo resultado.
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