DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS

TEORÍA DE ARRHENIUS SOBRE LA DISOCIACION ELECTROLÍTICA

Electrolisis

Números de transporte

Unidades eléctricas

Leyes de Faraday

Conductividad electrolítica

Medida de la conductividad de las disoluciones

Conductividad equivalente

Conductividad equivalente de electrolitos fuertes y fuertes

Propiedades coligativas de las disoluciones de

electrolitos y de las disoluciones

concentradas de no electrolitos.

Propiedades termoquímicas

Conceptos sobre la teoría original y su forma actual

Grado de disoccación

TEORÍA MODERNA DE LOS ELECTROLITOS FUERTES

Actividad y coeficientes de actividad

Actividad del disolvente

Estado de referencia

Estado patrón

Teoría de Debye-Hückel

Ampliación de la ecuación de Debye-Hückel aconcentraciones más elevadas

OTROS COEFICIENTES PARA LAS EXPRESIONES DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS

El valor L

El coeficiente osmótico

La primera teoría satisfactoria acerca de las disoluciones iónicas fue la propuesta por ARRHENIUS en 1887, basada, principalmente, en los estudios realizados por KOHLRAUSCH sobre la conductividad eléctrica, VAN'T HOFF sobre las propiedades coligativas y THOMSON sobre propiedades químicas, tales como los calores de neutralización. Con los resultados de estas diversas investigaciones, ARRHENIUS 1 fue Capaz de' alcanzar una amplia generalización, conocida como teoría de la disociación electrolítica.

Aunque esta teoría resultaba satisfactoria para explicar el comportamiento de los electrolitos débiles, pronto se vio que no era aplicable a los electrolitos fuertes. Por ello, se hicieron diversos intentos para modificar o reemplazar las ideas de ARRHENIUS por otras más aceptables y así, por último, en 1923, DEBYE y HÜCKEL propusieron una nueva teoría, basada en el hecho de que los electrolitos fuertes  están completamente disociados en iones, en disoluciones de concentración moderada, y que cualquier desviación de la disociación completa es debida a atracciones interiónicas. DEBYE y HÜCKEL expresaron estas desviaciones en función de las actividades, de los coeficientes de actividad y de las fuerzas iónicas de las disoluciones electrolíticas, magnitudes éstas que ya habían sido introducidas con anterioridad por LEWIS, y que se estudian en este capítulo junto con la teoría de la atracción interiónica. Otros aspectos de la teoría iónica moderna y de las relaciones entre los fenómenos eléctricos y los químicos se tratarán en los capítulos que siguen.

Ahora empezaremos estudiando algunas de las propiedades de las disoluciones iónicas, que nos llevan a la teoría de Arrhenius sobre la disociación electrolítica.

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Electrolisis. Cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de una célula o celda electrolítica (Fig. 1), se produce una reacción

química en la que los electrones pasan a la celda por el cátodo desde la batería o dínamo, se combinan con los iones positivos o cationes de la disolución y, en consecuencia, éstos se reducen, mientras que los iones negativos o aniones transportan electrones a través de la disolución, los descargan en el ánodo y, por tanto, se oxidan. La corriente eléctrica en una disolución consiste en un flujo de iones positivos y negativos hacia los electrodos; por el contrario, en un conductor metálico aquélla es un flujo de electrones libres que emigran a través de una red cristalina de iones positivos fijos. En general, se acepta como sentido de la corriente el que correspondería al flujo de electricidad positiva y, por tanto, el opuesto al del movimiento de los electrones. Resumiendo, se puede señalar que en el cátodo tiene lugar una reducción debida a los electrones procedentes del circuito externo, y en el ánodo una oxidación en la que los electrones abandonan la célula electrolítica y pasan al circuito externo.

En la electrolisis de una disolución de sulfato férrico, en una célula con electrodos de platino, el ion férrico emigra hacia el cátodo y tomando un electrón se reduce

Fe+++ + e = Fe++

En el ánodo los iones sulfato no se oxidan con facilidad y, como consecuencia, los iones hidroxilo del agua se transforman en oxígeno molecular que se desprende junto a este electrodo. La reacción de oxidación es:

Los electrodos de platino empleados aquí son completamente inertes, es decir, que no intervienen en las reacciones electródicas. Cuando se emplea como ánodo cualquier metal atacable, por ejemplo, cobre o cinc, sus átomos tienden a perder electrones y pasan a la disolución como iones cargados positivamente.

En la electrolisis del cloruro cúprico, con electrodos de platino, la reacción en el cátodo es:

mientras que en el ánodo los iones cloruro e hidroxilo se transforman, respectivamente, en moléculas gaseosas de cloro y de oxígeno, que se desprenden. En cada uno de estos ejemplos, el resultado neto es el transporte de un electrón desde el cátodo hasta el ánodo.

Números de transporte. En la figura 1 se advierte que el flujo de electrones a través de la disolución, de derecha a izquierda, va acompañado del movimiento de cationes hacia la derecha y de aniones hacia la izquierda. La fracción de la corriente total transportada por los cationes o por los aniones se llama número de transferencia o de transporte t+ ot

La suma de los dos números de transporte es, por consiguiente, igual a la unidad:

t + + t-  = 1.

Los números de transporte están relacionados con la velocidad de los iones, así, pues, cuanto mayor sea la velocidad del ion mayor será la fracción de corriente que transporta. Y como las velocidades iónicas dependen, a su vez, tanto de la hidratación como del tamaño y de la carga de los iones, es lógico pensar que los números de transporte no sean, necesariamente, los mismos para todos los iones positivos o negativos. Así, por ejemplo, el número de transporte del ion sodio en una disolución 0,10 molar de NaCl es 0,385. Por el contrario, el ion litio en una disolución 0,10 molar de LiCI, debido a que está muy hidratado, se mueve más lentamente y, por tanto, tiene un número de transporte (0,317) menor que el del ion sodio, en disolución 0,10 molar de NaCI. .

Unidades eléctricas. Según la ley de Ohm, la intensida I, en amperios, de la corriente eléctrica que atraviesa un conductor está relacionada con la diferencia de potencial aplicado o voltaje E, en voltios, y la resistencia R, en ohmios, por la expresión:

[1]

La intensidad de la corriente, I, define la magnitud del flujo de co­rriente, es decir, la cantidad de electricidad Q (carga electrónica), en culombios, que pasa por unidad de tiempo:

[2]

 y, por tanto

cantidad de carga eléctrica = intensidad de corriente x tiempo.

Desde 1948, el sistema "standard" de unidades en los Estados Unidos ha sido el de unidades absolutas electromagnéticas, derivado del sistema cgs. Y en él, la unidad de cantidad de carga eléctrica se expresa en culombios absolutos, la corriente en amperios absolutos y el potencial eléctrico en voltios absolutos.

La energía eléctrica puede considerarse formada por un factor de intensidad, que lo constituye la fuerza electromotriz o voltaje, en voltios, y por otro factor de cantidad formado por la cantidad de electricidad, en culombios.

Energía eléctrica =E x Q.

Leyes de Faraday. En el año 1834, MICHAEL FARADAY enunció sus famosas leyes de la electricidad, que pueden resumirse del siguiente modo: "El paso de 96 500 C de electricidad a través de una célula electrolítica produce un cambio químico de un equivalente gramo de cualquier sustancia." A la cantidad 96 500 se la denomina faraday, F, y su valor exacto, en la actualidad, es: (9,650 ± 0,001) x 104 C absolutos/equivalente gramo.

Un ion negativo monovalente es un átomo al que se le ha añadido un electrón de valencia, y un ion positivo monovalente es otro átomo del que se ha separado un electrón. Como cada equivalente gramo de iones de cualquier electrólito transporta un número de cargas positivas o negativas igual al número de Avogadro (6,02 x 1023), de las leyes de Faraday se deduce que el paso de 96 500 C de electricidad por la célula electrolítica origina el transporte de 6,02 x 1023 electrones. Por ejemplo, el paso de 1 faraday de electricidad deposita el siguiente número de átomos gramo o "moles" de diversos iones: 1 Ag+, 1 Cu+, . En consecuencia, el número de cargas positivas transportadas por un equivalente gramo de Fe+++ es 6,02 x 1023, pero el número de cargas positivas transportadas por átomo gramo o 1 mol de iones férricos es 3 x 6,02 x 1023.

Las leyes de Faraday pueden emplearse también para calcular la carga del electrón. En efecto, puesto que 6,02 x 1023 electrones corresponden a 96 500 C de electricidad, cada electrón tendrá una carga e de:

y como el culombio = 3 x 109 ues (pág. 40),

                        e = 4,8 x 10-10 ues de carga/electrón.

Conductividad electrolítica. La resistencia R en ohmios de cualquier conductor metálico o electrolítico es directamente proporcional a su longitud l en centímetros e inversamente proporcional al área de su sección A en centímetros cuadrados,

[3]

donde p es la resistencia entre las caras opuestas de un conductor cúbico de 1 cm de arista, y se llama resistividad o resistencia especifica.

La conductancia C es la inversa de la resistencia:

y por ello puede considerarse como una medida de la facilidad con que la corriente atraviesa el conductor. Se expresa en ohmios recíprocos o mhos. A partir de la ecuación [3],

[4]

La conductividad o conductancia específica, L, es la recíproca de la resistencia específica y se expresa en mhos/cm

[5]

y representa la conductancia de una solución contenida en un cubo de 1 cm de lado, como se indica en la figura 2. La relación entre la conductividad o conductancia específica, la conductancia y la resistencia se obtiene combinando las ecuaciones [4] y [5]:

[6]

Medida de la conductividad, de las disoluciones. En la figura 3 se muestra el montaje del puente de Wheatstone para medir la conductividad de una disolución. La disolución, de resistencia desconocida Rx, se coloca en la célula y se conecta al circuito. El contacto móvil se desliza a lo largo del hilo bc hasta un punto, tal como el d, en el que no pasa corriente alguna, procedente de la fuente de la corriente alterna (tubo oscilador), a través del detector (osciloscopio o auricular telefónico). Cuando el puente está equilibrado, o sea, cuando el sonido en el auricular o la señal en el osciloscopio es mínima, se leen las resistencias Rs, R1 y R2, y la resistencia Rx de la disolución se calcula mediante la ecuación:

El condensador variable, colocado en paralelo con la resistencia Rs, se emplea para lograr un equilibrio más perfecto. Algunos puentes de conductividades están calibrados directamente en valores de resistencia o de conductancia. Los electrodos de la vasija o célula electrolítica están platinados con negro de platino, por depósito electrolítico, con lo cual la reacción que se verifica en la superficie del platino se cataliza, y así se evita la formación de capas gaseosas no conductoras sobre los electrodos.

Para preparar las disoluciones cuya conductividad se desea medir se emplea agua purificada cuidadosamente por redestilación, en presencia de un poco de permanganato, ya que esta agua, llamada de conductividades, tiene una conductividad específica aproximada de

    CONDUCTIVIDAD ESPECIFICA (L)

     FIG. 2. Relación entre la conductividad específica y la equivalente.

     FIG. 3. Puente de Wheatstone para la medida de conductividades.

0,05 x 10-6 mho/cm a 18 ºC, mientras que el agua destilada ordinaria presenta un valor algo superior a 1 x 10-6 mho/cm. Para la mayoría de los estudios conductimétricos se emplea, con resultados satisfactorios, el agua de conductividades en contacto con la atmósfera, que contiene CO2 procedente de la misma, y que por esto se llama "agua en equilibrio", cuya conductividad específica es alrededor de 0,8 x 10-6 mho/ cm.

La conductividad específica, L, se calcula a partir de la resistencia Rx o de la conductancia mediante la ecuación [6] . El factor l/A, o sea, la relación entre la distancia que hay entre los electrodos y su área, tiene un valor definido para cada célula electrolítica y se llama constante de la célula, k. Por tanto, la ecuación [6] puede escribirse así:

L = kC = k/R. [8]

(Al no ser necesario el subíndice de R, se elimina.) Como el medir exactamente l y A es muy difícil, resulta más sencillo el determinar experimentalmente la constante k de la célula. En efecto, la conductividad específica de varias disoluciones patrón se ha determinado con células cuidadosamente calibradas; así, por ejemplo, una disolución que contiene 7,45263 g de cloruro potásico en 1000 g de agua presenta una conductividad específica de 0,012856 mho/cm a 25 ºC. Una disolución de esta concentración contiene 0,1 mol de sal por decímetro cúbico de agua, y se dice que es una disolución 0,1 demal Por tanto, cuando se coloca una disolución de este tipo en una vasija electrolítica y se mide su resistencia se puede determinar la constante de la célula o vasija a partir de la ecuación [8]

Ejemplo 1. Calcúlese la constante de una célula electrolítica sabiendo que al colocar en ella una disolución 0,1 demal de KCl la resistencia R medida es de 34,69 ohms a 25ºC

K =LR =0,012856 mho/cm x 34,69 ohms = 0,4460 cm-1.

Ejemplo 2. Si se llena la célula anterior con una disolución 0,01 N de Na2SO4 su resistencia es de 397 ohms. ¿Cuál será su conductividad específica?

Conductividad equivalente. Para estudiar la disociación de las moléculas en iones es más conveniente emplear la conductividad equivalente que la específica, ya que todos los solutos de igual normalidad producen el mismo número de iones cuando están completamente disociados. La conductividad equivalente, L, se define como la conductancia que presenta el volumen de una disolución que contenga 1 equiv g de soluto y que se encuentra entre los electrodos de una célula electrolítica que estén separados entre sí una distancia de 1 cm. La conductividad equivalente Lc, de una disolución que contiene c equivalente gramo por litro se obtiene multiplicando la conductividad específica L por el volumen V, en centímetros cúbicos, que contiene 1 equiv g de soluto. Tal como se indica en la figura 2, esta célula puede imaginarse de forma tal que, teniendo los dos electrodos separados 1 cm, su superficie es lo suficientemente grande como para contener entre ellos un volumen V de disolución:

La conductividad equivalente se obtiene cuando L, la conductividad por centímetro cúbico de disolución, es decir, la conductividad específica, se multiplica por V, el volumen por equivalente. Por tanto, la conductividad equivalente Lc, expresada en mho cm2/equiv viene dada por la expresión:

[9]

Si la disolución es 0,1 N, el volumen en que está contenido el equivalente gramo de soluto será de 10 000 cm3, y según la ecuación [9], la conductividad equivalente será 10 000 veces mayor que la conductividad específica, como se ve claramente en el siguiente ejemplo.

Ejemplo 3. La conductancia de una disolución 0,1 N de un medicamento es 0,0563 mho a 25 ºC. La constante de la célula a 25 ºC es 0,520 cm-1. ¿Cuál será la conductividad específica y la equivalente de esta disolución a dicha concentración?

L = 0,0563 x 0,520 = 0,0293 mho/cm

  Lc = 0,0293 x 1 000/0,1 =293 mho cm2/equiv.

Conductividad equivalente de electrolitos fuertes y débiles. Cuando se diluye una disolución de un electrolito fuerte, la conductividad específica decrece, debido a que el número de iones por unidad de volumen disminuye. (Algunas veces esta conductividad antes de disminuir pasa por un máximo.) En cambio, la conductividad equivalente de una disolución de un electrolito fuerte aumenta, de una manera uniforme, con la dilución. Este aumento de L con la dilución es debido a que, si bien la cantidad de electrolitos se mantiene constante, 1 equiv g, de acuerdo con la definición de conductividad equivalente, las interacciones entre los iones vecinos son menores en las disoluciones más diluidas y, por tanto, pueden moverse con más rapidez. En un electrolito débil la conductividad equivalente también aumenta con la dilución, pero no tan rápidamente como en un electrolito fuerte.

KOHLRAUSCH fue uno de los primeros investigadores que estudiaron este fenómeno, y observó que la conductividad equivalente de los electrolitos fuertes en disoluciones diluidas era una función lineal de la raíz cuadrada de la concentración, como se observa en la figura 4. Encontrando que la relación entre Lc,  la conductividad equivalente a la concentración c y la concentración es:

[10]

en la que Lo es la ordenada en el origen, o sea, la conductividad equivalente a concentración cero, comúnmente llamada conductividad equivalente a dilución infinita, y laconstante b es la pendiente de

FIG. 4. Conductividad equivalente de electrolitos fuertes y débiles.

la recta para cualquiera de los tres electrolitos fuertes indicados en esta figura. Cuando se representa gráficamente la conductividad equivalente de un electrolito débil en función de la raíz cuadrada de la concentración, como se indica en la figura 4 con el ácido acético, entonces no puede extrapolarse la curva a un valor límite definido y, por tanto, Lo ha de calcularse de otra forma, como se señala a continuación. La gran pendiente que presenta la curva del ácido acético se debe al hecho de que la disociación de los electrolitos débiles aumenta de forma notable con la dilución y, en consecuencia, aumentará también el número de iones capaces de transportar la corriente.

Por otra parte, KOHLRAUSCH llegó a la conclusión de que los iones de todos los electrolitos emigran de forma independiente cuando la disolución es diluida; así, en disoluciones extremadamente diluidas los iones están tan alejados unos de otros que no se produce ninguna clase de interacción entre ellos y, por tanto, en estas condiciones, Lo será la suma de las conductividades equivalentes de los cationes lcº y de los aniones laº , a dilución infinita,

[11]

Basándose en esta ley de Kohlrausch, los valores conocidos de Lo de ciertos electrólitos pueden sumarse y restarse para obtener la Lo  de la sustancia que se desee, como puede verse con claridad en el siguiente ejemplo.

Ejemplo 4. ¿Cuál será la conductividad equivalente, a dilución infinita, del ácido débil fenobarbital? La Lo  de los electrolitos fuertes HCI, fenobarbital sódico (NaP) y NaCI se obtienen a partir de los resultados experimentales indicados en la figura 4. Estos valores son: LoHCl = 426,2, LoNaP = 73,5 y LoNaCl = 126,5 mho cm2/equiv.

Por la ley de Kohlrausch de la migración independiente de los iones:

que, simplificando el segundo miembro de esta ecuación, se transforma en:

Propiedades coligativas de las disoluciones de electrolitos y de las disoluciones concentradas de no electrolitos. Como se señaló en el capítulo anterior, VAN'T HOFF había observado que la presión osmótica de las disoluciones diluidas de los no electrolitos, por ejemplo, sacarosa y urea, podían expresarse satisfactoriamente por la ecuación  =RTc, siendo R la constante universal de los gases, T la temperatura absoluta y c la concentración en moles por litro. Sin embargo, también encontró que las disoluciones de electrolitos tenían presiones osmóticas dos y tres veces mayores de las que cabía esperar a partir de esta ecuación, según el electrolito de que se trate. Pero introduciendo un factor de corrección para explicar la conducta irregular de estas disoluciones iónicas, transformó la ecuación en

= iRTc. [12]

Con esta ecuación, VAN'T HOFF pudo obtener, mediante el cálculo, valores de la presión osmótica que se podían comparar favorablemente con los resultados experimentales. Admitiendo VAN'T HOFF que el valor de i se aproxima cada vez más al número de iones en los que se disociaba la molécula, cuando aumentaba, progresivamente, la dilución.

También puede admitirse que el factor i expresa la desviación que presentan las disoluciones concentradas de no electrolitos de las leyes de las disoluciones ideales. Estas desviaciones pueden explicarse sobre la misma base que las de las disoluciones reales con respecto a la ley de Raoult, consideradas en el capítulo anterior, incluyéndose aquí factores tales como las diferencias existentes entre las fuerzas intermoleculares del soluto y del disolvente, la polaridad, la formación de complejos y la asociación entre las moléculas del soluto y del disolvente. Las desviaciones en las disoluciones electrolíticas con relación a las propiedades coligativas de las disoluciones ideales de no electrolitos, pueden atribuirse, además de a los factores enumerados anteriormente, a la disociación de los electrolitos débiles y a la interacción de los iones de los electrolitos fuertes. Por tanto, el factor de van't Hoff da cuenta de las desviaciones existentes en las disoluciones reales de no electrolitos y electrolitos, prescindiendo de la causa de tales discrepancias.

En la figura 5 se ha representado gráficamente el factor i en función de la concentración molal de electrolitos y no electrolitos, obser-

FIG. 5. El factor i de van't Hoff de varios tipos de compuestos.

vándose que para los no electrolitos se aproxima a la unidad y para los electrolitos fuertes el factor i tiende a hacerse igual al número de iones formados en la disociación. Así, por ejemplo, i se aproxima al valor 2 para solutos tales como NaCI y CaSO4, a 3 para K2SO4 y CaCl2, y a 4 para K3Fe (CN) 6 y FeCl3.

El factor de van't Hoff puede expresarse también como la razón existente entre cualquier propiedad coligativa de una disolución real y la de una disolución ideal de un no electrolito, pues i representa el número de veces que es mayor la propiedad coligativa de una disolución real que la de un no electrolito

0 [13]

El subíndice r, junto a los símbolos de la presión osmótica, del descenso de la presión de vapor, del aumento del punto de ebullición y del descenso del punto de congelación, indica que se trata de los valores de disoluciones reales. El subíndice o se usa para los correspondientes valores de disoluciones ideales de la misma concentración.

     De la ecuación [13] se deduce que:

[14]

para el descenso del punto de congelación de un soluto en una disolución real. Sustituyendo la expresión clásica del descenso del punto de congelación:

en la ecuación [ 14] se llega a la expresión modificada

en la que puede suprimirse el subíndice r, puesto que ya no es necesario. La ecuación [16] ya es general y, por consiguiente, puede aplicarse, tanto a las disoluciones de no electrolitos como a las de electrólitos. En una disolución diluida de un no electrolito que se comporta idealmente, i es igual a la unidad, y la ecuación [ 16] se hace idéntica a la ecuación [15]. Las otras propiedades coligativas de las disoluciones diluidas de electrolitos se pueden expresar mediante las ecuaciones:

La ecuación [18] sólo se aplica a disoluciones acuosas, mientras que la [17] y la [19] son independientes del disolvente empleado.

Ejemplo 5. ¿Cuál será la presión osmótica de una disolución 2,0 molal de cloruro sódico a 20 ºC?

El factor i para una disolución 2,0 molal de cloruro sódico es aproximadamente 1,9, como se observa en la figura 5

Propiedades termoquímicas. Las sustancias químicas que conducen la corriente eléctrica y que se comportan de forma anormal respecto a las propiedades coligativas, pueden presentar también un comportamiento químico característico.

BERTHOLLET demostró que los ácidos que conducen mejor la corriente eléctrica son, químicamente, los más fuertes, y desplazan a los más débiles, cuya conductividad es mucho menor. WILLIAMSON, en sus trabajos del año 1850, sugirió que las reacciones de precipitación, por ejemplo, de una sal de plata con un cloruro soluble, implicaban la presencia de radicales o iones en la disolución. Además, cuando se mezclaban las disoluciones de dos sales, tales como el cloruro potásico y sulfato magnésico y se evaporaba la disolución, se encontraban sales formadas por todas las combinaciones posibles de las especies componentes de las dos sales. Esto sugirió que las sales en la disolución presentaban radicales aislados, o iones, los cuales podían volver a combinarse para formar todas las sales posibles.

THOMSEN observó que los calores de neutralización, por equivalente, de todos los ácidos y bases fuertes tenían, en la práctica, los mismos valores, aproximadamente 13 600 cal, y puesto que los ácidos y bases fuertes están disociados por completo en disolución diluida, el calor de neutralización de todos los ácidos fuertes, con disoluciones. diluidas de bases fuertes, será el calor que interviene en la reacción:

   H+ + OH - = H2O;      DH = -13 600 cal/mol

en donde DH, variación del contenido calorífico o entalpia (pág. 111), es el calor intercambiado en la reacción a presión constante. En este caso, por ser calor liberado, el valor va precedido del signo negativo. Por otra parte, como en la neutralización de un ácido o de una base débil, el calor es bastante menor de 13 600 cal, excepto a dilución infinita, en la que se alcanza este valor de 13 600 cal, es decir, el de los electrolitos fuertes; es lógico pensar que los ácidos y las bases fuertes tienen que presentarse, en disolución, casi totalmente en forma de iones y, por tanto,

en la cual la reacción fundamental es la combinación de los iones hidrógeno e hidroxilo para formar agua. De todo esto se deduce que los electrolitos débiles, a concentraciones moderadas, están sólo parcialmente disociados, como lo demuestra el hecho de que su calor de neutralización es más pequeño. Sin embargo, a dilución infinita también llegan a estar completamente disociados.

Todos estos hechos indican que las propiedades químicas y la ionización de los electrolitos están muy relacionadas, pero fue ARRHE­NIUS quien estableció una relación entre las propiedades químicas, las conductividades y la conducta coligativa anormal, y quien puso de manifiesto que estos tres hechos eran debidos a la disociación de los electrolitos en iones. Y como el mismo ARRHENIUS señaló 2: "basándose en estos tres puntos puede construirse una estructura sólida".

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