Tecnología Electrónica

Conducción eléctrica en soluciones: El mecanismo electrolítico

A diferencia de los metales (conducción por electrones libres), las soluciones conducen electricidad mediante transporte iónico. Este proceso, electrólisis, es fundamental para baterías, electroplating, industria cloro-soda y señalización biológica.

El requisito: Electrolitos

Solo las soluciones que contienen iones móviles conducen. El agua pura (H₂O) tiene conductividad muy baja (0,055 µS/cm) debido a la autoionización (H⁺ + OH⁻). Disolver un electrolito proporciona portadores de carga.

  • Electrolitos fuertes (Disociación completa): Sales solubles (NaCl, KNO₃), Ácidos fuertes (HCl, H₂SO₄, HNO₃), Bases fuertes (NaOH, KOH). → Alta Conductividad.
  • Electrolitos débiles (Disociación parcial): Ácidos débiles (CH₃COOH), Bases débiles (NH₃·H₂O), HgCl₂. ⇌ Equilibrio. → Conductividad Baja/Moderada.
  • No electrolitos: Azúcar, Etanol, Urea. Sin iones. → Aislantes.

Mecanismo de conducción: Migración iónica

  1. Campo eléctrico aplicado: Electrodos (Ánodo +, Cátodo -) inmersos. Gradiente de potencial ∇V establecido.
  2. Cationes (Iones positivos: Na⁺, H⁺, Cu²⁺, NH₄⁺) migran hacia el Cátodo (-).
  3. Aniones (Iones negativos: Cl⁻, OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻) migran hacia el Ánodo (+).
  4. Reacciones de electrodo (Transferencia de carga):
    • Cátodo (Reducción): Catión + e⁻ → Átomo/Molécula neutra. (ej., Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) electrodeposición; 2H⁺ + 2e⁻ → H₂(g) evolución).
    • Ánodo (Oxidación): Anión - e⁻ → Neutro. (ej., 2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂(g); 2H₂O - 4e⁻ → O₂ + 4H⁺; Cu(s) - 2e⁻ → Cu²⁺ disolución).
  5. Continuidad de corriente: Flujo de electrones en cable externo ↔ Flujo de iones en solución. Las Leyes de Faraday rigen la transferencia de masa: m = (Q × M) / (n × F).

Factores que afectan la conductividad (κ, Siemens/m)

FactorEfectoRazón
Concentración de iones (c)↑ κ (inicialmente lineal), luego ↓ en c altaMás portadores, pero atracción interiónica (Debye-Hückel-Onsager) reduce movilidad. Ley de Kohlrausch: Λm = Λm° - K√c.
Carga del ión (z)↑ κ ∝ z²Mayor carga = más culombios por ión. Mg²⁺ > Na⁺. SO₄²⁻ > Cl⁻.
Movilidad / Tamaño del ión↑ κ para iones más pequeños, menos hidratadosH⁺ (Mecanismo de Grotthuss: salto de protón) y OH⁻ anomalmente altos. Li⁺ < Na⁺ < K⁺ < Rb⁺ < Cs⁺ (tamaño de capa de hidratación).
Temperatura (T)↑ κ ~ 2 %/°CMenor viscosidad → mayor movilidad. Tipo Arrhenius. κ(T) = κ₀ exp(-Eₐ/RT).
Viscosidad / Constante dieléctrica del solventeBaja viscosidad, Alta εr → ↑ κAgua (ε=80) excelente. Solventes orgánicos (ε=2-40) pobres a menos que se añada electrolito de soporte.

Aplicaciones clave

  • Células electroquímicas (Baterías): Li⁺ en carbonato orgánico (LiPF₆), H⁺/SO₄²⁻ en H₂SO₄ (Plomo-ácido), OH⁻ en KOH (NiCd, NiMH, Alcalina).
  • Electrólisis: Cloro-soda (NaCl → Cl₂ + H₂ + NaOH), Electrólisis del agua (H₂), Electrowinning (Cu, Zn, Al), Electroplating.
  • Sensores: Células de conductividad (calidad del agua), Electrodo de vidrio de pH (selectivo H⁺), Electrodos selectivos de ión (ISE), Biosensores (enzima → flujo iónico).
  • Biológico: Potenciales de acción (flujo Na⁺, K⁺, Ca²⁺), ECG/EEG (conducción por volumen en tejido salino), Estimulación nerviosa.
  • Corrosión: Célula galvánica en superficie de metal (Ánodo: Fe→Fe²⁺; Cátodo: reducción de O₂). Electrolito = humedad + sales.

Medición

Medidor de conductividad: Excitación CA (previene polarización/electrólisis en electrodos) + celda de 4 electrodos (Kelvin) o 2 electrodos. Constante de celda K = l/A (cm⁻¹). κ = K × G (Conductancia). Unidades: µS/cm, mS/cm, S/m.

Conclusión: Conducción en solución = Migración iónica + Reacciones de electrodo. Sin iones = Sin conducción. Sin reacción de electrodo = Sin corriente CC estable (la polarización la bloquea). La medición CA evita la polarización.

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Cable coaxial