Ii1f, ala. d Este capítulo se dedicará a la descripción

Ii1f, ala. d Este capítulo se dedicará a la descripción

572
Capítulo 13:
Soluciones de electrólitos
Este capítulo se dedicará a la descripción de soluciones electro­
líticas y sus propiedades, así como a una presentación de algunos de Jos
trabajos teóricos que se han realizado para explicar el comporta­
miento de los electrólitos. Otros aspectos de tal comportamiento se
estudiarán en el siguiente capítulo.
Propiedades coligativas de los electrólitos
Como se indicó antes, el descenso del punto de congelación, la·
elevación del punto de ebullición, la reducción de la presión de vapory
la presión osmótica de soluciones electrolíticas todas son de mayor
magnitud que los efectos correspondientes a soluciones no electro­
líticas de la misma concentración total. Los datos de punto de
Tabla 13-1
l.\ 7jlm PARA SOLUCIONES ACUOSAS DE ELECTROLITOS
11I
0.0005
0.0010
0.0020
0.0025
0.0050
0.0100
0.0500
O.JOOO
0.2000
0.4000
1.0000
2.0000
4.<XJOO
HC]
HN0 J
NH.Cl CuSO. H 2SO.
3.690
3.669
3.635
3.601
3.5.32
3.523
3.54
3.94
4.43
5.65
CoCI 2 1<2S0. K J Fe(CN)6
5.280
5.35
3.67
3.64
3.55
3.51
3.47
3.46
3.58
3.79
4.16
3.617
3.582
3.489
3.442
3.392
3.33
3.34
3.35
3.003
2.871
2.703
2.266
2.08
1.91
1.72
-
5.052
4.814
4.584
4.112
3.940
3.790
3.68
4.04
5.07
7.05
5.208
5.107
4.918
4.882
4.946
5.170
6.31
8.51
5.258
5.150
5.010
4.559
4.319
4.044
3.79
7.3
7.10
6.87
6.53
6.26
5.60
5.30
5.0
congelación presentados en la tabla 13-1, se pueden considerar com
típicos de la naturaleza de las desviaciones. Esta tabla enlista lo:
co<;ientes del descenso observado del punto de congeíación, Ii 1f, ala.
molalidad, m, diversas concentraciones para cierto número de
electrólitos en solución acuosa. Según los razonamientos expuesto
con anterioridad, esta razón debe aproximarse, en el caso d
soluciones acuosasdiluidas,al valorde K f paraelagua,asaber, 1.8600
por mol y por 1000 g de disolvente. Sin embargo, al estudiar la tabla
Propiedades coligativas de los electrólitos
573
ota que los valores límites a los que se aproximan los diversos
lectrólitos son considerablemente mayores que 1.86°. Además, el
. mite al que se tiende no es el mismo en todos los casos, sino que varía
esde aproximadamente 2 x 1.86 =3.72°, para sustancias como ácido
. lorhídrico y cloruro de amonio, hasta 3 x 1.86 =5.58° para cloruro de
cobalto, y 4 x 1.86 = 7.44° para ferricianuro de potasio.
Para representar las propiedades coligativas de los electrólitos
mediante las relaciones de los no electrólitos, van't Hoff sugirió el
.empleo de un factor i, que se define como la razón igual al efecto
.eoligativo producido por una concentración m de electrólito, dividido
;entre el efecto observado para la misma concentración de no
electrólito. Aplicando esta definición de i al descenso del punto de
congelación de soluciones electrolíticas, se deduce que
.
t..1;
(1)
1=--
(t..1;)0
donde t..1; es el descenso del punto de congelación para el electrólito, y
(~7;)0 es la depresión del punt<' ':le congelaci¿n para un no electrólito
de la misma concentraclóll. Como (t..Tc)o = Km~ entonces
(2)
Los valores de i se deben calcular con base en datos experimentales
para cada electrólito a diversas concentraciones. No obstante, se ha
hallado que una vez que se conoce i para una concentración particular
de un electrólito para una de las propiedades coligativas, el mismo
valor de i, aplicando una pequeña corrección por temperatura donde
sea necesario, es esencialmente válido para las otras propiedades a la
misma concentración. En consecuencia, se puede escribir
t..Tc
t..Tc
t..P
IT
(L\ 1;)0
(t.. Tc)o
(t..P)o
(IT)0
j=~=--=--=-
(3)
donde las cantidades sin subíndice se refieren al electrólito, y las que lo
tienen, a las del no electrólito a la misma concentración. De manera
que las expresiones para el descenso de la presión de vapor, la
elevación del punto de ebullición y la presión osmótica para solúciones
electrolíticas quedan
AP = i(M)o = ip o X 2
(4)
t.. T. = i(t..1~)0 = iK,m
(5)
IT = i(IT)o =
~n2: T
(6)
~
Capítulo 13:
Soluciones de electrólitos
Se puede esperar que estas ecuaciones sólo sean aplicables a soluciones
diluidas.
La ta bla 13-2 contiene los valores de i calculados a partir de la tabla
13-1 por medio de la ecuación (2). El examen de esta tabla revela que
en el caso de las soluciones diluidas. i aumenta a medida que la
molalidad disminuye y tiende a un límite de 2 para electrólitos como
Tabla 13-2
F ACTORES DE V ANT'T HOFF, i. PARA DIVERSOS ELECfROLlTOS
m
0.0005
00010
0.0020
0.0025
0.0050
0.0100
0.0500
0.1000
0.2000
0.4000
1.‫סס‬oo
2.‫סס‬OO
4.‫סס‬OO
--_.--­
HCI
HN0 3
NH 4 C1
CuS0 4
H 2 S0 4
CoCI 2
K 2 S0 4
K\Fe(CN)6
-­
392
2.84
1.98
1.97
1.95
1.94
1.90
1.89
1.90
2.12
2.38
3.04
1.97
1.96
1.91
1.89
1.87
1.86
1.92
.2.04
2.24
1.95
1.92
1.88
1.85
1.82
1.61
1.54
1.45
1.22
1.12
1.03
-.­
1.79
1.80
1.80
0.93
-'­
2.72
2.59
2.46
2.21
2.12
2.04
1.98
2.17
2.73
3.79
2.80
2.75
2.64
2.62
2.66
2.78
3.4fl
4.58
.'.~2
1.70
2.XX
2.X3
2.77
2.70
2.45
2.32
2.17
2.04
151
131
3.01
285
2.69
ácido clorhídrico, ácido nítrico, cloruro de amonio y sulfato de cobre;
a un límite de 3 para electrólitos del tipo de ácido sulfúrico, cloruro de
cobalto y sulfato de potasio; y a un límite de 4 para el ferricianuro de
potasio. En soluciones más concentradas, por otra parte, i pasa por un
mínimo y luego aumenta, y este incremento con frecuencia rebasa los
límites establecidos en las soluciones diluidas.
Teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius
Las propiedades coligativas de los electrólitos y el hecho de que las
soluciones 'electrolíticas conducen la ele!::tricidad, llevó a Svanle
Arrhenius a proponer en 1887 su célebre teoría de la disociación
electrolítica. Los puntos esencIales de esta teoría son ya familiam al
lector. Arrhenius postuló que los electrólitos en solución sedisocianen
• partículas cargadas eléctricamente, \Jamadas iones, de tal modo que la
Teoría de lo disociación eleclrolílica de Arrhenius
575
carga total en los iones positivos es igual a la carga total en los iones
negativos. Por consiguiente, el resultado neto es, que la solución en
conjunto es neutra a pesar de la presencia de las partículas
eléctricamente cargadas que contienen. La presencia dé estos iones
explica la conductividad eléctrica de las soluciones.
Arrhenius destacó además que un electrólito en solución no
requiere necesariamente estar disociado por completo en iones sino
que también puede estar sólo parcialmente disociado, teniendo así
iones en equilibrio con moléculas no ionizadas de la sustancia. Se
puede prever entonces a partir de las leyes de equilibrio químico, que el
grado de disociación variará con la concentración, llegando a ser
mayor a medida que la concentración de la sustancia disuelta es
menor. En vista de esto, se puede esperar que ocurra la disociación
completa sólo en soluciones infinitamente diluidas. En concentra­
ciones finitas, sin embargo, el electrólito sólo se ionizará parcialmente
hasta un grado que depende de la naturaleza de la sustancia y de la
concentración.
Este concepto de disociación electrolítica parcial fue empleado por
Arrhenius para explicar el comportamiento coligativo de soluciones
electrolíticas. Las propiedades coligativas de una solución diluida
dependen del número de partículas, cualesquiera que sea su clase,
presente en una cantidad dada de disolvente. Cuando una sustancia en
solución se disocia en iones aumenta el número de partículas en
solución. Si ahora se supone que un ion actúa con respecto a las
propiedades coligativas en la misma forma que una alolécula no
ionizada, el aumento en el número de partículas en solución debe
ocasionar un incremento en los efectos coligativos. Así, puesto que la
depresión del punto de congelación molar para un no electrólito en
agua es de 1.86°C, es posible prever que para un electrólito que
produce por disociación completa dos iones para cada molécula, la
depresión del punto de congelación molar debe ser dos veces mayor, o
sea, 3.n°c. Análogamente, en el caso de un electrólito que origina tres
iones, al abatimiento del punto de congelación molar debe ser de
5.58°C, en tanto ql.!e para uno que produzca cuatro iones será de
7.44°C. Estos abatimientos molares para los tipos de electrólitos
mencionados son los que se pueden prever por disociación completa y,
por tanto, son los valores que sólo se observan en soluciones muy
diluidas. Que este es realmente el caso lo prueba un examen de la tabla
13-1.
En función de esta te orla cualesquiera valores observados de
depresiones del punto de congelación molar mayores que 1.86°C, y
menores que los límites que se alcanzarían por dísociación completa,
han de explicarse por la disociación parcial del electrólito. Si este fuera
576
Capítulo 13:
Soluciones de electrólitos
el caso, es posible calcular el grado de ionización de un electrólito a
partir de los datos coligativos observados, o de los valores de i
calculados con base en ellos. Considérese un electrólito AXB y que se
disocia en x iones de A, cada uno con carga z +' y Y iones de B, cada uno
con carga z- , conforme a la ecuación
AxB,. = xA t
•
+ yB t -
(7)
Si la molalidad original del electrólito es m y si a es el grado de
disociación, entonces el número de moles de AxB y que se disocia es
m (j, , y el número de moles que permanece sin ionizar es m - ma: =
m (1 - IX). Pero por cada mol de AxB y que se disocia, se obtienen
x moles de iones positivo~ y y moles de iones negativos. En conse­
cuencia, para la disociación de m IX moles se obtienen x ( ma:)
moles de k' Y Y ( m a ) moles de B
El número total de moles,
m, ' de sustancias de todo tipo presentes en la solución será entonces
Z
-
•
m, =m(l - a) + x(ma)+ y(ma)
=m[1 + a(x + y - 1)]
(8)
Designado por v el número total de iones producido por una
molécula de electrólito, v = x + y. y la ecuación (8) queda
m, = m[1 + a(v - 1)]
(9)
Ahora bien, para una molalidad total m, la depresión del punto de
congelación debe estar dada por ~ 1; = K c m" y por tanto, en función
de la ecuación (9),
~I; =
K,.m[1
+ a(v -
1)]
(10)
Despejando a se obtiene (~7;jK, m - 1)
a(v - 1)
~1;-Kcm
(v - l)(Kcm)
(ll)
Una relación más general para a se deduce comparando la ecuación
(10) con la (2). Como ~ 1; = iKc m , i debe estar dado por
i=l+a(v-l)
(12)
y, por consiguiente,
a=
i- I
-
v - I
(13)
La ecuación (13) se aplica a cualquiera de las propiedades coligativas,
ves oosible deducirla orecisamente con la misma facilidad a oartirde
Clasificación de electrólitos
577
consideraciones acerca de elevación del punto de ebullición, abati­
miento de la presión de vapor, o de la presión osmótica. Expresa el
grado de disociación de un electrólito con base en el conocimiento de i
y del tipo de electrólito en cuestión.
Clasificación de electrólitos
Los cálculos del grado de disociación para diversos electrólitos en
soluciunes acuosas, indican que prácticamente todas las sales se
disocian fuertemente en iones. Lo mismo se verifica en el caso de bases
y ácidos fuertes. Como es de esperar por su alto grado de disociación,
las soluciones acuosas de estas sustancias son buenos cond uctores de
la electricidad. Por otra parte hay muchas sustancias cuyas soluciones
acuosas presentan una conductividad relativamente baja y cuyo
comportamiento coligativo indica que están ligeramente disociadas,
aun a concentraciones bastante bajas. Entre estas se incluye un gran
número de ácidos orgánicos ~omo ácid~ acético, .propiónico y
benzoico; ácidos inorgánicos como ácido carbónico, sulfhídrico y
cianhídrico; y bases como hidróxidos de amonio, zinc y plomo. Las
soluciones de sustancias que presentan una buena conductividad
eléctrica y que manifiestan un alto grado de disociación en solución, se
denominan electrólitos fuertes. A su vez, las soluciones de sustancias
que presentan una baja conductividad y un bajo grado de disociación
reciben la denominación de electrólitos débiles.
Sin embargo, no todos los electrólitos se pueden clasificar
claramente como fuertes o débiles. Existen algunos electrólitos, como
soluciones acuosas de ácidos o-elorobenzoico, o-nitrobenzoico, 3, 5­
dinitrobenzoico y cianoacético, cuyo comportamiento indica que son
de propiedades intermedias entre los electrólitos fuertes y débiles. Aun
más, el número de sustancias de fuerza intermedia no es grande, y por
lo tanto tales electrólitos no se considerarán en más detalle.
Con frecuencia conviene subdividir los electrólitos fuertes según la
carga de los iones producidos. Un electrólito que produce dos iones
con carga unitaria se llama electrólito de tipo l-\. Asimismo, un
electrólito que da lugar a iones positivos univalentes y iones negativos
bivalentes, como el sulfato de potasio o el ácido sulfúrico,se llama
electrólito de tipo 1-2, en tanto que el que produce iones positivos
bivalentes y iones negativos univalentes, como el cloruro de bario o el
nitrato de magnesio, se llaman electrólitos de tipo 2-1. De la misma
manera, el sulfato de cobre es un electrólito de tipo 2-2, en tanto que el
ferricianuro de potasio es un electrólito de tipo 1-3. En este sistema de
578
Capítulo 13:
Soluciones de electrólitos
clasificación de los electrólitos fuertes, la carga de los iones positivos se
enuncia primero y después la carga de los iones negativos.
Crítica de la teoría de Arrhenius
Las aplicaciones de la teoría de Arrhenius al comportamiento
coligativo, la conductividad eléctrica y los equilibrios iónicos de
electrólitos débiles han demostrado que la teoría es esencialmente
satisfactoria en estos aspectos. Sin embargo, al intentar aplicar esta
teoría a electrólitos fuertes, se han encontrado tantas anomalías e
incongruencias, que serias dudas surgieron desde hace mucho acerca
de la validez de algunos de los postulados de Arrhenius con respecto a
la naturaleza de los electrólitos fuertes.
El gradodedisociaciónde un electrólito se puededeterminar no sólo
a partir de las propiedades coligativas, sino también con base en
mediciones de conductividad eléctrica por medios que se describirán
más adelante. Los valores de IX obtenidos por estos dos métodos
concuerdan bastante bien en el caso de electrólito:> débiles, pero para
electrólitos fuertes la concordancia no es lo que habría que esperar
con base en la exactitud de las mediciones. Asimismo, la aplicación de
las leyes del equilibrio a la disociación parcial postulada para
soluciones electrolítir,as por Arrhenius, indica que se cumplen
bastante 'bien tratándose de electrólitos débiles pero no en absoluto
con los electrólitos fuertes.
Otro factor que se opone a la teoría de la disociación simple cuando
se aplica a electrólitos fuertes, es el hecho de que Arrhenius consideró
que las soluciones que contienen iones se comportaban esencialmente
como soluciones ideales con el mismo número de moléculas neutras.
Tal hipótesis se justifica muy poco. En tanto que las fuerzas ejercidas<"
entre moléculas neutras en soluciones bastante diluidas pueden sen
relativamente pequeñas, las atracciones electrostáticas entre partícu~
las cargadas en soluciones electrolíticas pueden ejercer un efecto
significativo sobre el movimiento y distribución de los iones. En
consecuencia, tales soluciones difícilmente pueden ser ideales en Sil'
comportamiento, y no se puede esperar que los iones actúen COffi(),
moléculas neutras e ideales. Aún más, el efecto producido po
atmcciones interiónicas puede ser bastante pequeño en solucionesd
electrólitos débiles en las que el número de iones no es grande Tale,
soluciones pueden comportarse, por tanto, de conformidad con las
predicciones de Arrhenius. Pero, en los electrólitos fuertes, donde el
número de iones es grande, el efecto de las atracciones interiónicas
tiene que ser apreciable, y debe ser tanto más pronunciado cuanto más
Teoría de lo alracción inleriónica de Debye-Hückel
579
concentrada sea la solución y más elevada la valencia de los iones.
Estas y otras consideraciones, apuntan a la conclusión de que la
teoría de Arrhenius, aunque esencialmente válida para electrólitos
débiles no representa la verdadera situación de laS soluciones
electrolíticas fuertes. El consenso es que las soluciones de electrólitos
fuertes se ionizan por completo aun a concentraciones moderadas, y
que las CJ. calculadas para electrólitos fuertes sólo dan una indicación
de las fuerzas interiónicas de atracción que operan en tales soluciones.
T8Dría de la atracción interiónica de Debye-Hückel
En 1923, P. Debye y E. Hückel publicaron una teoría de la atracción
interiónica en soluciones electrolíticas diluidas. que ocupa una
posición dominante en todas las consideraciones relativas a electró­
litos y su comportamiento cinético y termodinámico'. Esta vez la
atención se limitará a la presentación de los detalles cualitativos más
sobresalientes de la teoría, sin intentar una formulación matemática.
Como lo hizo Arrhenius, Debye y Hückel postulan también que
electrólitos fuertes existen en solución como iones de los tipos
mencionados, pero, a diferencia de aquél, creen que los electrólitos
fuertes, al menos en soluciones diluidas, están completamente
ionizados, y que los efectos observados se deben a la distribución
desigual de iones que resulta de la atracción interiónica. Debye y
Hückel demostraron que, debido a las atracciones electrostáticas entre
iones, cada ion positivo de la solución debe estar rodeado, en
promedio, de más iones negativos que iones de igual carga a la suya; y,
recíprocamente, cada ion negativo dtbe estar circundado en promedio
por más iones positivos que negativos. En otras palabras, cada ion de
la solución está rodeado por una atmósfera o envolvente iónica cuya
carga neta ~ contraria a la del ion central. Demostraron, además, que
las propiedades del electrólito las determina la interacción del ion
central con su atmósfera. Como la naturaleza de éste la determinan las
valencias de los iones eh solución, su concentración. la temperatura y
la constante dieléctrica del medio, se debe deducir que éstos son
también los factores que controlan las propiedades termodinámicas
del electrólito. A una temperatura dada y en un disolvente deter-
I Aunque esta teúria se expondrá brevemente en esta parte y se eX'lminará a fondo en
varias otras etapas en el libro, no es posible una exposici6ncompleta y rigurosa en un texto
elemental. Al lector interesado en mayores y más completos detalles se le aconseja recurrira
una monografía sobre la maleria.
sao
Capitulo 13:
Soluciones de lolectrólitos
minado, la temperatura y la constante dieléctrica son fijas y, por lo
tanto, las propiedades del electrólito deben depender sólo de las cargas
de los iones y de su concentración, y no en absoluto de la naturaleza
específica de cada electrólito. Estas conclusiones son estrictamente
válidas sólo para soluciones muy diluidas. Esta limitación surge del
hecho de que Debye y Hückel se vieron obligados a realizar ciertas
simplificaciones matemáticas que, en esencia, reducen la aplicabilidad
de sus ecuaciones a tales soluciones.
En la teoría de Debye-Hückel el efecto de ia concentración de los
iones interviene por medio de una cantidad llamada fuerza ióníca de la
solución. Esta cantidad es una medida del ambiente eléctrico en la
misma, y tiene en esta teoría un papel análogo al de la concentración en
la teoría de Arrhenius. Se define como
J1. =
=
Hc¡zi + c 2 zi
~ r.C¡z?
+ C3
z; + ...)
(14)
donde J1. es la fuerza iónica de la solución, CI' C2, c~, ..., las
concentraciones de los diversos iones en iones-gramo por litro, en tanto
que Zt, Z2, Z3' ••• son las valencias de los iones respectivos. La fuerza
iónica de una solución es igual a la molaridad sólo en el caso de
electrólitos 1-1. En todos los demás casos son diferentes. Lo anterior se
puede ilustrar mediante el cálculo de la fuerza iónica de soluciones con
molaridad C de cloruro de potasio, cloruro de bario y sulfato de
lantano. En el cloruro de potasio, C + = C _ = c, Z + = Z _ = 1 ,y por
consiguiente,
J1.KC1
= HC(1)2 + C(1)2]
2C
2
=--=
Para el cloruro de bario,
tanto,
C
C+ = C, C_ = 2 C, z+ = 2,
J1.B aC1 l =
=- = 1 . Por
1[C(2)2 +2 C(1)2]
=6C=3C
2
Finalmente, para el sulfato de lantano, C + = 2 C, C _ = 3 e, z + =3
z_ = 2 y, par lo tanto,
J1. = H2 C(3f
+ 302)2]
30C
=---=15C
2
Teoría de la alracción interiónica de Debye·Huckel
581
Estos ejemplos indican que la fuerza iónica de una solución la
determina no sólo la concentración estequiométrica del electrólito,
sino también las valencias de sus iones. Hay que subrayar que en el
cálculo de la fuerza iónica de una solución, la suma requerida por la
ecuación (14) debe incluir todas y cada una de las especies iónicas
presentes, no importa cual sea su origen. Así, la fuerza iónica de una
solución que contenga cloruro de potasio de e = 0.10 en presencia de
cloruro de bario de e = 0.10 es
= 0.13
Indicaciones diversas de la aptitud de la teoría de Debye-Hückel para
explicar el comportamiento de soluciones diluidas de electrólitos
fuertes, se darán en lugares apropiados de este libro. Por ahora es
suficiente señalar que esta teoría puede dar una explicación dc los
valores de i observados en soluciones diluidas de electrólitos fuertes.
La teoría predice que los valores de i para tales soluciones a ooe dcben
estar dados por !a relación
( 15)
i - 1"(1 - (U7S:,: \. 11)
donde l' es el número de iones producido por una molécula dada de
electrólito. El grado en que es~a predicción se verifica puede verse a
partir de la tabla 13-3, donde valores observados de i se comparan con
los calculados empleando la ecuación (15). La concordancia entre la
teoría y el experimento es aceptable en el caso de las soluciones muy
diluidas, pero después de ro = 0.01, las desviaciones rápida mente se
Tabla 13-3
COMPARACION DE FACTORES DE VAN' T Ha/-F
OBSERVADOS y CALCULADOS A Q0C
Hel
ro
'­
I oh...
K,SO~
IL •• h.
I <lh...
i
L ,
('uS( ),
d,
1"1>,,
I , .11,
1 rol
I 7(1
J ~i\
1.-1()
(1.(,(,
---.­
---~-----
O.O(HO
0.0025
0.0050
0.0100
0.O50()
O. lOO\.)
1.9X
IOX
1.95
1.94
1.95
1.90
I.W)
_ _ .0 _ _ _ _
1.92
IX,
1.1>3
2Xl
2.x.I
2.77
2.70
2.-1'i
2.32
2.XX
2.X I
2. -; J
2.1,5
213
1.77
1.'-1
1.-15
1.22
1.12
(I.JI)
582
Capítulo 13:
Solcuione, de electrólito,
vuelven significativas. Tales desviaciones son menos pronunciadas en
el caso del \.:ectrólito 1-1 Hel, y más marcadamente en el electrólit02­
2 CuS0 4 ; es decir, las desviaciones son tanto mayores cuanto mayores'
el prod ucto z + ::-.
En conclusión, el estado actual del problema de los electrólitos se
puede resumir como sigue: Para los electrólitosdébiles es adecuada la
teoría de Arrhenius de la disociación parcial con algunas ligeras
correcciones. Por otra parte, para los electrólitos fuertes no es
satisfactoria esta teoría pues en ellos el factor dominante es la
atracción interiónica. Desde el punto de vista cuantitativo y teórico. la
teoría de Debye-H ückel proporciona la explicación de las propiedades
termodinámicas de soluciones muy diluidas y moderadamente di- i
luidas, pero esta teoría no se ha extendido todavía a las soluciones'
concentradas. Es muy probable que en el caso de soluciones'
concentradas, el estudio presentado por la teoría de Oehye-Hüekel
esté considerablemente simplificado. A fin de comprender las
propiedades de las soluciones concentradas, puede ~l'r necesario
considerar no sólo la atracción interiónica. sino también fenómenos
como la interacción entre iones que resulta en la asoci¿¡ción.
interacción del disolvente con los iones y el cambio en la nat maleza del
disolvente como resultado de la presencia de partículas cargadas.
Aunque se aprecia la importancia de estos factores, y aunque algunos
de ellos se han investigado teórica y experimentalmente, no se ha
realizado aún el análisis completo de los complejos problemas que
intervienen aquí.
La ley de Ohm y las unidades eléctricas
La electroquímica es la rama de la química física que trata de la
interrelación de los fenómenos químicos y la electricidad. Estudia no
sólo las propiedades eléctricas de soluciones electrolíticas, sino
también la elucidación de la relación entre la acción química y la
electricidad en tales sistemas. Los fenómenos que se encuentran e<1!a
electroquímica son de significativa importancia teórica y práctica. Sin
embargo, antes de proceder a su descripción es necesario revisar
brevemente las definiciones de las unidades eléctricas que se emplea­
rán a este respecto.
La intensidad de una corriente eléctrica qu~ pasa por un
conduc;tor, o sea, la cantidad de electricidad que fluye por unidad de
tiempo se determina por la diferencia de potencial aplicada al
cond uctor y por la resistencia que éste presenta al paso de la corriente.
Según la ley de Ohm la relación entre estas tres cantidades es
1
t
=­
R