Conductividad de una disolución

Regresar a [Propiedades de las disoluciones]

La conductividad eléctrica es la capacidad de una sustancia para permitir el transporte ordenado de carga eléctrica cuando se aplica una diferencia de potencial. Su símbolo habitual es κ y su unidad en el Sistema Internacional es el siemens por metro, S/m. Una sustancia conduce cuando posee partículas capaces de responder al campo eléctrico y desplazarse de manera coordinada. Según el material, estos portadores pueden ser electrones, iones positivos, iones negativos o, en ciertos sólidos, huecos electrónicos. La conductividad no depende solamente de que existan partículas cargadas: también depende de cuántas haya por unidad de volumen, de la carga que posean y de qué tan libremente puedan moverse.

Figura 1. [Jaroslav Heyrovský] fue un químico checo que creó la polarografía, técnica para analizar sustancias mediante cambios de corriente eléctrica y voltaje. Estudió en Praga y Londres, y trabajó con el electrodo de mercurio de gotas. En 1959 recibió el Premio Nobel de Química. Su método impulsó el análisis de iones, reacciones de oxidación-reducción y muestras químicas complejas.

Figura 2. [Mária Telkes] fue una científica húngaro-estadounidense, pionera de la energía solar. Diseñó un destilador solar portátil para producir agua potable y participó en la Dover Sun House, calentada con energía solar. Investigó el almacenamiento térmico mediante sulfato de sodio decahidratado y desarrolló patentes sobre desalinización, cocinas solares y materiales sostenibles.

Es necesario diferenciar la conductividad de otras magnitudes próximas. La conductancia describe qué tan fácilmente circula la corriente a través de una muestra concreta y depende de sus dimensiones; por ejemplo, un recipiente más ancho permite el paso de más corriente que uno muy estrecho, incluso si contienen la misma disolución. La conductividad específica, κ, es una propiedad propia del material o de la disolución. Por su parte, la conductividad molar relaciona la capacidad de conducción con la cantidad de electrolito disuelto. Esta última resulta especialmente útil para comparar disoluciones de diferente concentración y comprender lo que muestra la gráfica de una sal como el sulfato de magnesio.

La conducción eléctrica tampoco es una propiedad fija e invariable. La temperatura, la presión, la concentración, el estado físico y la estructura microscópica modifican la movilidad de los portadores de carga. Un metal puede conducir muy bien en estado sólido; una sal cristalina puede ser aislante cuando sus iones permanecen atrapados en una red rígida, pero conductora al fundirse o disolverse en agua. El agua pura conduce poco, mientras una disolución de sal, ácido o base puede hacerlo con mucha mayor facilidad. Comprender qué partículas se desplazan permite explicar estas diferencias sin reducir la conductividad a una simple etiqueta de “conductor” o “aislante”.

Tipos de conductividad eléctrica

La conductividad metálica es la característica de metales como cobre, aluminio, plata o hierro. En estos materiales, los electrones de valencia no permanecen asociados exclusivamente a un átomo particular, sino que ocupan estados electrónicos extendidos por toda la red metálica. Cuando se conecta una pila, esos electrones responden al campo eléctrico y se produce una corriente. Por esta razón, los cables eléctricos se construyen con metales: no necesitan disolverse ni sufrir una reacción química para transportar carga. Sin embargo, la resistencia de un metal suele aumentar al calentarlo, porque las vibraciones de sus átomos dificultan el movimiento ordenado de los electrones.

Figura 3. En los metales, la [corriente eléctrica] surge del desplazamiento neto, lento, de electrones deslocalizados. La señal eléctrica se establece rápidamente porque se propaga el campo eléctrico, no porque un electrón atraviese todo el cable. La carga equivalente describe la misma cantidad de carga transferida en cada sección, aunque intervengan electrones distintos.

La conductividad semiconductora se presenta en sustancias como silicio, germanio y numerosos materiales empleados en dispositivos electrónicos. Estos sólidos no se comportan como buenos conductores metálicos ni como aislantes perfectos. Su conductividad puede aumentar por acción de la temperatura, la luz o la incorporación controlada de impurezas químicas. En este caso pueden intervenir electrones y huecos, que representan regiones de la estructura sólida donde falta un electrón y que se comportan como portadores de carga positiva. Los transistores, los paneles solares y numerosos sensores dependen de esta capacidad de controlar el movimiento de carga mediante la composición y la estructura del material.

La conductividad iónica ocurre cuando cationes y aniones pueden cambiar de posición. Se presenta en sales fundidas, algunos sólidos especializados y, sobre todo, en disoluciones de electrolitos. En una sal fundida como el cloruro de sodio líquido, los iones Na⁺ y Cl⁻ ya no están fijos en una red cristalina rígida, por lo que pueden desplazarse. En una disolución acuosa, los iones son rodeados por moléculas de agua y pueden migrar cuando se aplica un campo eléctrico. Esta conducción es fundamental en baterías, electrólisis, corrosión, celdas electroquímicas y análisis de aguas.

Existen además fenómenos más particulares, como la superconductividad, en la cual ciertos materiales presentan resistencia prácticamente nula bajo condiciones específicas de temperatura y campo magnético. Aunque este fenómeno pertenece principalmente a la física de materiales, sirve para recordar que la conducción depende de cómo se comportan las partículas a escala microscópica. En química, los casos más relevantes para comprender sustancias y reacciones son la conducción gaseosa y la conducción iónica en disoluciones.

Conductividad en gases poco densos y tubos de descarga

En condiciones normales, los gases suelen ser malos conductores. Un recipiente lleno de aire, neón o argón contiene átomos y moléculas eléctricamente neutros; por ello, no existen suficientes partículas cargadas que transporten una corriente sostenida. Sin embargo, la situación cambia dentro de un tubo de descarga. Si se reduce la presión del gas y se aplica una diferencia de potencial elevada entre dos electrodos, algunos electrones pueden acelerarse y chocar contra las partículas gaseosas con suficiente energía para arrancarles electrones.

Este proceso se denomina ionización. A partir de átomos o moléculas inicialmente neutros se forman electrones libres y cationes. También pueden originarse partículas excitadas, es decir, especies cuyos electrones han absorbido energía sin abandonar completamente el átomo. El gas se convierte entonces parcialmente en un plasma, una mezcla de partículas neutras, electrones, cationes y especies excitadas. Como ahora existen portadores de carga móviles, el tubo permite el paso de corriente eléctrica.

Figura 4. En un [tubo de descarga], los electrones viajan del cátodo al ánodo y pueden moverse mucho más rápido que la lenta deriva electrónica en un metal. La corriente convencional tiene sentido opuesto. La carga equivalente expresa cuánta carga transporta cada portador. El campo eléctrico acelera y organiza esos movimientos dentro del gas parcialmente ionizado del tubo.

La presión baja es decisiva para que la descarga se mantenga. Cuando el gas es demasiado denso, los electrones chocan tan frecuentemente que no consiguen acelerar lo suficiente entre un choque y otro. Cuando el gas es excesivamente poco denso, hay muy pocas partículas disponibles para producir y sostener la ionización. Existe, por tanto, un intervalo de presión en el cual el gas puede conducir con eficacia. Este equilibrio depende también del voltaje aplicado, del tipo de gas y de la distancia entre los electrodos.

Los tubos de neón, las lámparas fluorescentes y ciertos espectrómetros aprovechan este fenómeno. Cuando una especie excitada regresa a un estado de menor energía, emite radiación electromagnética. Como cada elemento posee niveles de energía característicos, la luz emitida puede revelar su identidad química. La conducción gaseosa no consiste en que un gas neutro se vuelva metálico, sino en la formación temporal de una mezcla ionizada cuyas partículas cargadas responden al campo eléctrico.

Conductividad en disoluciones acuosas

La conductividad acuosa aparece cuando una disolución contiene iones móviles. El agua pura presenta una conductividad baja porque solamente posee cantidades muy pequeñas de H₃O⁺ y OH⁻, generadas por su autoionización. Al disolver un ácido, una base o una sal, la cantidad de especies cargadas aumenta y la disolución puede transportar corriente con mayor facilidad. Por ejemplo, el cloruro de sodio disuelto produce Na⁺(aq) y Cl⁻(aq), mientras el sulfato de magnesio puede producir Mg²⁺(aq) y SO₄²⁻(aq).

Los símbolos “(aq)” indican que los iones se encuentran en un medio acuoso. No significa que estén desnudos ni aislados: cada ion queda rodeado por moléculas de agua orientadas según sus cargas parciales. El oxígeno del agua, con densidad electrónica relativamente alta, se orienta hacia los cationes; los hidrógenos, relativamente deficientes en densidad electrónica, se orientan hacia los aniones. Este proceso recibe el nombre de hidratación, una forma particular de solvatación. La capa de hidratación estabiliza los iones, pero también influye en su tamaño efectivo y en su movilidad.

Cuando se aplica una diferencia de potencial, los cationes hidratados se desplazan hacia el electrodo negativo, llamado cátodo, mientras los aniones hidratados se dirigen hacia el electrodo positivo, llamado ánodo. Aunque las dos clases de iones se mueven en sentidos opuestos, ambas contribuyen al mismo sentido de la corriente convencional. Un ion positivo que avanza hacia el electrodo negativo y un ion negativo que avanza hacia el electrodo positivo equivalen, desde el punto de vista eléctrico, al transporte continuo de carga en una sola dirección.

Dentro de la disolución no circulan electrones libres como en un cable de cobre. Los electrones pueden transferirse en las superficies de los electrodos durante las reacciones de oxidación y reducción, pero el líquido mantiene la corriente mediante la migración de especies químicas cargadas. Esta diferencia explica por qué una celda electroquímica necesita tanto un circuito metálico externo como una disolución o puente salino interno: los electrones transportan carga por el metal y los iones preservan la neutralidad eléctrica dentro de la fase líquida.

Concentración, solubilidad y cantidad de iones

La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente bajo condiciones definidas de temperatura y presión. Si se añade una sal soluble al agua, sus partículas pueden separarse e interactuar con las moléculas del disolvente. Mientras continúe disolviéndose, aumenta la concentración de especies presentes en la fase acuosa. Cuando se alcanza la saturación, el exceso de soluto permanece como sólido y ya no incrementa de manera apreciable la cantidad de iones disueltos.

En una disolución diluida de MgSO₄, los iones Mg²⁺ y SO₄²⁻ están relativamente separados entre sí. Cada uno posee su capa de hidratación y experimenta menos interferencia directa de los demás iones. Al añadir inicialmente más sal, aumenta el número de portadores de carga por unidad de volumen. Por esta razón, la conductividad específica suele aumentar al comienzo: hay más iones capaces de responder al campo eléctrico y contribuir a la corriente.

Sin embargo, no basta con contar partículas. Una disolución muy concentrada contiene más iones, pero cada ion encuentra un entorno más congestionado. Las capas de hidratación pueden solaparse, las interacciones electrostáticas se vuelven más intensas y el medio puede adquirir mayor viscosidad. En consecuencia, los iones encuentran mayor dificultad para desplazarse. La relación entre concentración y conducción resulta, por tanto, de una competencia entre dos efectos: el aumento de la cantidad de portadores y la disminución de su movilidad.

Figura 5. [Conductividad molar]. Una disolución ideal diluida contiene partículas suficientemente separadas para interactuar poco, de modo semejante al límite de un gas ideal. Esta aproximación permite relacionar la fase gaseosa con la disuelta mediante la ley de Henry. En electroquímica, la carga equivalente conserva el balance de electrones entre semirreacciones; los electrones presentan velocidad de deriva lenta, mientras el campo eléctrico se propaga rápidamente.

La gráfica debe leerse considerando esta competencia. Si representa conductividad molar, el valor suele ser máximo para la disolución idealmente diluida. En ese límite, cada unidad fórmula del electrolito aporta iones que se mueven con muy poca influencia de otras especies cargadas. Al aumentar la concentración, la conductividad molar disminuye porque, aunque el volumen contenga más iones, cada mol de electrolito contribuye menos eficientemente a la conducción. La disolución de baja concentración no conduce necesariamente más corriente total que una disolución moderadamente concentrada; conduce con mayor eficiencia por cada cantidad equivalente de electrolito añadido.

Factor de van’t Hoff y movilidad iónica

El factor de van’t Hoff, i, representa el número efectivo de partículas que un soluto origina en disolución en comparación con una sustancia que no se disocia. En un modelo ideal, el sulfato de magnesio se expresa como MgSO₄ → Mg²⁺ + SO₄²⁻. Por cada unidad fórmula se originan dos especies iónicas, de modo que su valor ideal sería i = 2. Este factor ayuda a explicar por qué los electrolitos producen efectos importantes sobre propiedades como el descenso crioscópico, la presión osmótica y la conductividad: generan más partículas que una sustancia molecular no electrolítica disuelta a la misma concentración.

Pero i = 2 no garantiza que la conductividad real sea exactamente el doble de la correspondiente a un soluto molecular. La conducción depende también de la carga iónica y, sobre todo, de la movilidad. Mg²⁺ transporta una carga positiva equivalente a dos cargas elementales, mientras SO₄²⁻ transporta una carga negativa equivalente a dos cargas elementales. Sin embargo, ambos se encuentran hidratados y experimentan fuerzas de atracción con otros iones. La carga elevada favorece el transporte de carga por cada ion, pero también intensifica las interacciones electrostáticas que pueden reducir la libertad de movimiento.

En una disolución concentrada de MgSO₄ pueden formarse pares iónicos o asociaciones temporales entre Mg²⁺ y SO₄²⁻. Cuando ambos se aproximan mucho, la carga neta del conjunto puede ser cercana a cero. Una entidad de este tipo contribuye menos a la conducción que dos iones libres que se desplazan independientemente. Además, las interacciones entre iones de carga doble son más intensas que entre iones de carga simple, por lo que las desviaciones respecto al comportamiento ideal pueden ser importantes.

Por ello, la disolución ideal o de concentración muy baja representa el caso más favorable para la conductividad molar. Los iones están suficientemente separados para actuar casi de manera independiente, sus capas de hidratación interfieren menos entre sí y la asociación iónica es menos probable. A medida que aumenta la concentración, la cantidad total de iones puede elevar la conductividad específica hasta cierto punto, pero la eficiencia de cada mol de electrolito disminuye por la pérdida de movilidad y por la aparición de interacciones no ideales.

Iones, electrones y rapidez del fenómeno eléctrico

Un electrón posee una carga de −1,602 176 634 × 10⁻¹⁹ C, mientras un protón posee la misma magnitud con signo positivo. Los iones transportan múltiplos enteros de esa carga elemental: Na⁺ transporta +1e, Cl⁻ transporta −1e, Mg²⁺ transporta +2e y SO₄²⁻ transporta −2e, mientras que los moles transportan valores equivalentes a la constante de Faraday de esas mismas cargas. En las reacciones electroquímicas de los electrodos, los electrones se transfieren en paquetes de esta magnitud elemental; no existe la transferencia de fracciones arbitrarias de un electrón.

En la fase acuosa, sin embargo, no son electrones libres los que recorren el líquido. Los portadores son iones solvatados, entidades químicas completas rodeadas por moléculas de agua. Su velocidad de deriva es lenta: con campos eléctricos habituales, puede encontrarse en escalas de micrómetros o milímetros por segundo. Los iones no cruzan instantáneamente la celda; avanzan gradualmente mientras chocan, se reorientan y permanecen solvatados. Esa lentitud material no impide que una corriente se establezca casi de inmediato al cerrar un circuito.

En un metal, los electrones también poseen una velocidad de deriva relativamente baja, aunque realizan movimientos térmicos rápidos y desordenados. La rapidez con que se enciende una lámpara no corresponde al viaje de un electrón individual desde la pila hasta el bombillo. Lo que se propaga velozmente por el circuito es el cambio del campo eléctrico, a una fracción importante de la velocidad de la luz. La comparación correcta no es “iones lentos contra electrones instantáneos”, sino partículas con velocidades de deriva bajas frente a una perturbación electromagnética que se transmite muy rápidamente.

En una celda electroquímica, ambos mecanismos se complementan. Los electrones viajan por el conductor metálico externo y participan en las reacciones de los electrodos. Los iones hidratados se mueven por la disolución y evitan que se acumulen cargas desequilibradas en cada compartimiento. Así, la conductividad acuosa puede comprenderse como un proceso en el cual la concentración, la solubilidad, el factor de van’t Hoff, la hidratación y la movilidad iónica determinan qué tan eficazmente una disolución transporta carga eléctrica.

Referencias

Atkins, P., de Paula, J., & Keeler, J. (2023). Atkins’ physical chemistry (12.ª ed.). Oxford University Press.

Bard, A. J., Faulkner, L. R., & White, H. S. (2022). Electrochemical methods: Fundamentals and applications (3.ª ed.). Wiley.

International Union of Pure and Applied Chemistry. (s. f.). Conductivity. En Compendium of Chemical Terminology (Gold Book). https://goldbook.iupac.org/terms/view/C01245

Lemelson-MIT Program. (s. f.). Maria Telkes. Massachusetts Institute of Technology. https://lemelson.mit.edu/resources/maria-telkes

Nobel Prize Outreach. (1959). Jaroslav Heyrovský – Biographical. The Nobel Prize. https://www.nobelprize.org/prizes/chemistry/1959/heyrovsky/biographical/