TEORIA DE ARRHENIUS SOBRE LA DISOCIACIÓN
ELECTROLITICA

Conceptos sobre la teoría original y su forrara actual. Mientras VAN'T HOFF desarrollaba las leyes de las disoluciones, el químico sueco SVANTE ARRHENIUS preparaba su tesis doctoral sobre las propiedades de los electrolitos. En 1887 publicó los resultados de sus investigaciones, y propuso la que, actualmente, se llama teoría clásica de la disociación', con la cual se resolvieron muchas de las dificultades con que tropezaban las primeras interpretaciones de las disoluciones electrolíticas. Aunque algunos científicos de prestigio del siglo xIx no acogieron favorablemente esta teoría, los principios básicos de Arrhenius de la disociación electrolítica fueron aceptados poco a poco, y aún hoy día se consideran como válidos. Así, en la actualidad, se admite la teoría de la presencia de iones en las disoluciones de electrolitos, con algunas modificaciones y perfeccionamientos que ha sido preciso introducir, a través de los años, para adaptarla a ciertos hechos experimentales de difícil explicación.

La teoría original de Arrhenius, junto con las modificaciones que han venido haciéndose, como resultado de la investigación intensiva sobre electrolitos, se resume a continuación. Cuando los electrolitos se disuelven en agua, el soluto está en forma de iones en la disolución, como se indica en las siguientes ecuaciones:

La forma sólida del cloruro sódico está marcada con los signos ( + ) y ( - ) en la reacción [20] para indicar que el cloruro sódico se encuentra ya en forma iónica en el estado cristalino. Pues si se introducen dos electrodos, conectados a un generador de corriente, en una masa de cloruro sódico fundido se observa el paso de la corriente eléctrica, lo cual indica que la red cristalina de la sal pura está formada por iones (pág. 93). Y lo que en realidad ocurre, al añadir agua al sólido cristalino, es que éste se disuelve y se liberan los iones en la disolución.

El cloruro de hidrógeno puro se presenta, casi en su totalidad, en forma de moléculas y no de iones, y por ello no conduce la corriente eléctrica. Sin embargo, cuando reacciona con el agua se ioniza de acuerdo con la reacción [21], en la que H3O+ es la representación moderna del ion hidrógeno en el agua, al que se le llama ion hidronio u oxonio.

El cloruro sódico y el ácido clorhídrico son electrolitos fuertes, porque están completamente ionizados en disoluciones acuosas de concentración moderada. Los ácidos inorgánicos, tales como HCl, HNO3, H2SO4 y HI; las bases inorgánicas del grupo de los alcalinos, NaOH y KOH, y de los alcalino-térreos, Ba (OH)2 y Ca (OH)2, y la mayor parte de las sales orgánicas e inorgánicas están muy ionizadas y pertenecen a la categoría de los electrolitos fuertes.

El ácido acético es un electrolito débil, y en la reacción [22] las dos flechas de sentido contrario indican que existe un equilibrio entre sus iones y moléculas. La mayor parte de los ácidos y bases orgánicas y algunos compuestos inorgánicos, tales como H3BO3, H2CO3 y NH4OH, son electrolitos débiles, e incluso lo son también algunas sales como el acetato de plomo, HgCl2, HgI y HgBr y los iones complejos Hg(NH3)2+, Cu(NH3)4++ y Fe(CN)6=.

FARADAY aplicó la palabra ion (del griego caminante) a cada una de las partes en que se disocia un electrolito, y comprobó que los cationes (iones cargados positivamente) y los aniones (iones con carga negativa) eran los responsables de la conducción de la corriente eléctrica. Sin embargo, antes que ARRHENIUS publicase su teoría, se creía que el soluto sólo se disociaba, de forma apreciable en iones, cuando pasaba de una corriente eléctrica a través de la disolución.

Grado de disociación. ARRHENIUS no consideró, en principio, que los electrolitos fuertes estuvieran completamente ionizados, a no ser en disoluciones muy diluidas, y diferenciaba los electrolitos fuertes de los débiles por la fracción de moléculas ionizadas, denominada grado de disociación a Estimando que un electrolito fuerte era aquel que se encontraba, en gran parte, disociado en iones, y un electrolito débil el que sólo lo estaba en una proporción muy pequeña.

ARRHENIUS determinó directamente el grado de disociación a partir de las medidas de conductividad, admitiendo que la conductividad equivalente a dilución infinita Lo  era una medida de la completa disociación del soluto en sus iones, y que Lo , representaba el número de partículas de soluto que están en forma de iones a una concentración c. Por tanto, la fracción de moléculas de soluto ionizadas, o sea, el grado de disociación, se expresa mediante la ecuación:

[23]

en la que se denomina razón de conductividad.

Ejemplo 6. La conductividad equivalente del ácido acético a 25º y a dilución infinita es 390,7 mho cm2/equiv. La conductividad equivalente de una disolución 5,9 x 10-3 molar de ácido acético es 14,4 mho cm2/equiv. ¿Cuál será el grado de disociación del ácido acético?

El factor de van't Hoff, , puede relacionarse con el grado de disociación del siguiente modo. El factor es igual a la unidad para una disolución ideal de un no electrolito; sin embargo, cuando se disocia una molécula de un electrolito, hay que añadir un nuevo término para dar cuenta de las partículas que se originan. Así, para 1 mol de cloruro cálcico, que da tres iones por molécula, el factor de van't Hoff viene dado por:

y, en general, para un electrolito que forma v iones,

                 [24]

de la cual se obtiene la siguiente expresión para el grado de disociación:

[25]

El método crioscópico se emplea para determinar a partir de la expresión:

y, por tanto,

Ejemplo 7. El punto de congelación de una disolución 0,10 molal de ácido acético es -0,188 ºC. Calcúlese el grado de disociación del ácido acético a esta concentración. El ácido acético se disocia en dos iones, es decir, que v =2

En otras palabras, y de acuerdo con el resultado del ejemplo 7, la fracción de ácido acético que está en forma de iones en una disolución 0,10 molal es 0,01 que, expresada en porcentaje, indica que el ácido acético, a una concentración 0,1 molal, está ionizado en un 1 %.

TEORIA MODERNA DE LOS ELECTROLITOS FUERTES

ARRHENIUS empleó a para expresar el grado de disociación, tanto de los electrolitos fuertes como de los débiles, y VAN'T HOFF introdujo el factor para dar cuenta de las desviaciones que presentaban los electrolitos fuertes y débiles y los no electrolitos, con respecto a las propiedades coligativas de las disoluciones ideales, sin tomar en consideración la naturaleza de aquellas desviaciones. Según la primera teoría iónica, el grado de disociación del cloruro amónico, electrolito fuerte, se calculaba del mismo modo que el de un electrolito débil.

Ejemplo 8. El descenso del punto de congelación de una disolución 0,01 molal de cloruro amónico es 0,0367º. Calcúlese el "grado de disociación" de este electrolito

La teoría de Arrhenius sólo se acepta, en la actualidad, para describir, el comportamiento de los electrolitos débiles y, por tanto, el grado de disociación de un electrolito débil puede calcularse con bas­tante aproximación a partir de la razón de la conductividad Lc /Lo, o también a partir del factor de van't Hoff.

Sin embargo, cuando se quiere aplicar esta teoría a disoluciones de electrolitos fuertes, surgen muchos inconvenientes, pues éstos, en disoluciones diluidas y de concentración moderada, se disocian casi por completo en iones y, en consecuencia, no resulta muy adecuado utilizar aquí una expresión de equilibrio que relacione la concentración de los iones y la de la mínima cantidad de moléculas no disociadas, como se hace con los electrolitos débiles (Cap. 9). Además, para electrolitos fuertes en disoluciones acuosas de concentración superior a 0,5 molal, hay discrepancias entre los valores de a calculados a partir de los de y los obtenidos en función de la razón de la conductividad.

Por todos estos motivos no se puede explicar la desviación de un electrolito fuerte de la conducta de un no electrolito ideal calculando el grado de disociación, sino que es más conveniente considerar al electrolito fuerte completamente ionizado, e introducir un factor que exprese la desviación que presenta el soluto con respecto a la ionización del 100%. Con este fin se emplean los conceptos de actividad y coeficiente de actividad, que se estudiarán a continuación.

Actividad y coeficientes de actividad. Una interpretación que concuerda bien con los hechos, y que sirvió de base para un gran número de trabajos sobre disoluciones de electrolitos fuertes, es la que atribuye la conducta de éstos a la atracción electrostática entre los iones.

Debido a las fuerzas de atracción interiónicas, los numerosos iones con cargas opuestas existentes en las disoluciones de los electrolitos, presentan, unos con otros, notables interferencias, y mientras que estas interferencias son despreciables en las disoluciones muy diluidas, llegan a adquirir importancia a concentraciones moderadas. En las disoluciones de electrolitos débiles, independientemente de la concentración, el número de iones es pequeño y, por tanto, la atracción interiónica es insignificante. Por esto, la teoría de Arrhenius y el concepto de grado de disociación son válidos para las disoluciones de electrolitos débiles, pero no para los electrolitos fuertes.

Pero las interferencias iónicas no solamente afectan al movimiento de los iones, como consecuencia de la "atmósfera" de iones de carga opuesta que los rodea, sino que a concentraciones altas, aquéllas también son debidas a las asociaciones en grupos de iones, llamados pares fónicos, por ejemplo, Na+CI-, y tripletes iónicos tales como Na+Cl-Na+. Asociaciones que en disolventes de baja constante dieléctrica pueden ser de mayor orden, ya que en éstos es muy grande la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta.

En las disoluciones de electrolitos fuertes de concentración moderada, debido a la atracción electrostática y a la asociación iónica en los valores del descenso del punto de congelación y de las otras propiedades coligativas son menores de lo que era de esperar, si en la disolución los iones estuviesen aislados y sin interacciones. Por tanto, es lógico pensar que un electrolito fuerte puede estar completamente ionizado pero incompletamente disociado en iones libres.

De aquí que se pueda pensar que la disociación presenta una "concentración efectiva", a la cual se la llama actividad En general, la actividad es menor que la concentración real o estequiométrica del soluto, no porque el electrolito fuerte esté parcialmente ionizado, sino debido a que algunos de los iones están prácticamente "fuera de juego", a causa de las fuerzas electrostáticas de interacción.

A dilución infinita, los iones están tan distanciados unos de otros que no es posible que haya interferencias entre ellos, y la actividad a de un ion es igual a la concentración, expresada en molalidad o molaridad ; y, por tanto, en estas condiciones se puede escribir

o también

[26]
[27]

Cuando la concentración de la disolución aumenta, esta razón se hace menor que la unidad, porque la concentración efectiva, o actividad de los iones, es menor que la concentración molal o estequiométrica, y a la relación de éstas se denomina coeficiente práctico de actividad ym, siendo su expresión en función de la molalidad:

[28]
[29]

En la escala de molaridad, el coeficiente práctico de actividad yc será:

a = ycC                 [30]

y en la escala de fracción molar se define un coeficiente racional de actividad, por la relación:

a = yxX.               [31]

En las ecuaciones [29], [30] y [31] se observa que estos coeficientes son constantes de proporcionalidad que relacionan actividad y molalidad, actividad y molaridad, y actividad y fracción molar. Para disoluciones a dilución infinita todos los coeficientes son idénticos y tienen el valor de la unidad. Cuando aumenta la concentración, en general, decrecen y toman valores diferentes; sin embargo, en disoluciones diluidas en las que c , pueden despreciarse las diferencias que existen entre los tres coeficientes de actividad. El concepto de actividad y de coeficiente de actividad fue introducido por LEWIS 3 y es aplicable tanto a las disoluciones de no electrólitos y de electrolitos débiles, como a las de los electrólitos fuertes.

En la actualidad no ha sido posible idear un método experimental por medio del cual pueda determinarse el coeficiente de actividad de un ion aislado; sin embargo, puede obtenerse el coeficiente medio de actividad iónica y± de un electrolito por varios métodos experimentales y también por medios teóricos. Los métodos experimentales comprenden estudios de coeficientes de distribución, medidas de fuerzas electromotrices, medidas de propiedades coligativas y determinaciones de solubilidades. (Estos resultados, cuando se desee, pueden emplearse para calcular los coeficientes de actividad, aproximados, de iones individuales 4.)

DEBYE y HÜCKEL han desarrollado un método teórico con el cual se puede calcular el coeficiente de actividad de un ion aislado y también el coeficiente medio de actividad iónica de un soluto, sin recurrir a datos experimentales. Aunque la ecuación teórica concuerda con los resultados experimentales, sólo para disoluciones muy diluidas (tan diluidas, en realidad, que algunos químicos han llamado, jocosamente, a dichas disoluciones "agua ligeramente contaminada"), presenta, no obstante, cierto interés práctico para los cálculos sobre disoluciones y, además, la ecuación de Debye-Hückel es una confirmación importante de la teoría moderna sobre las disoluciones.

En la tabla 1 se encuentran los coeficientes de actividad de algunos electrolitos fuertes. Como los valores alcanzados por diversos investigadores varían en la tercera cifra decimal, es por lo que la mayor parte de los datos de la tabla han sido registrados sólo con dos cifras decimales, pues esta precisión es suficiente para los cálculos que se indican en este tratado.

Aunque los valores de la tabla están dados a diferentes molalidades, podemos aceptar estos coeficientes de actividad para aquellos problemas

TABLA 1

Coeficientes medios de actividad iónica de algunos electrolitos
fuertes, a 25 °C, en la escala molal

Molalidad (m)

HCI

NaCI

KCI

NaOH

CaCI2

H2O4

Na2SO4

CuSO

ZnSO4

0.000

1.00

1,00

1,00

1.00

1.00

1.00

1.00

1.00

1.00

0.005

0.93

0,93

0,93

-

0.79

0.64

0.78

0.53

0.48

0.01

0.91

0,90

0,90

0,90

0.72

0.55

0.72

0.40

0.39

0.05

0.83

0,82

0,82

0.81

0.58

0.34

0.51

0.21

0.20

0.10

0.80

0,79

0,77

0.76

0.52

0.27

0.44

0.15

0.15

0.50

0.77

0,68

0,65

0.68

0.51

0.16

0.27

0.067

0.063

1.00

0.81

0,66

0,61

0.67

0.73

0.13

0.21

0.042

0.044

2.00

1.01

0,67

0,58

0.69

1.55

0.13

0.15

-

0.035

4.00

1.74

0,79

0,58

0,90

2.93

0,17

0.14

-

-

en los que intervengan concentraciones molares menores de 0,1, ya que en disoluciones diluidas es pequeña la diferencia entre molaridad y molalidad.

Los valores de la tabla 1 para el NaCI, CaCl2 y ZnSO4 están re­presentados gráficamente en la figura 6 en función de la raíz cuadrada de la molalidad. La razón por la que se emplea la raíz cuadrada de la concentración es debido a la forma que presenta la ecuación de Debye­-Hückel (pág. 214). Como puede observarse en las gráficas, los coeficientes de actividades se aproximan a la unidad a medida que aumenta la dilución. En algunos electrolitos cuando se incrementa la concentración, las gráficas pasan por un mínimo y se elevan de nuevo hasta valores mayores que la unidad. Aunque las curvas para diferentes electrolitos, de la misma clase iónica, coincidan a concentraciones bajas, difieren ampliamente a concentraciones altas. La disminución inicial del coeficiente de actividad, al aumentar la concentración, es debida a la atracción interiónica, que hace que la actividad sea menor que la concentración estequiométrica. La elevación del coeficiente de actividad que sigue al mínimo de la gráfica de un electrolito, por ejemplo, HCl y CaCl2, puede atribuirse a la atracción existente, en una disolución acuosa concentrada, entre las moléculas de agua y los iones, dando

origen a la solvatación, que reduce las atracciones interiónicas e incrementa el coeficiente de actividad del soluto. Este es el mismo efecto que se produce en la salificación, al añadir electrolitos a disoluciones acuosas de no electrolitos.  ** figura **

Actividad del disolvente. Hasta ahora, la discusión de la actividad y de los coeficientes de actividad se ha centrado en el soluto y, en especial, se ha referido a los electrolitos. De ordinario se define la actividad del disolvente en función de su fracción molar y como, al hacerse infinitamente diluida, una disolución puede considerarse que está formada casi sólo por el disolvente puro, , y el disolvente se comporta de forma ideal de acuerdo con la ley de Raoult. En estas condiciones puede establecerse que la actividad del disolvente es igual a su fracción molar,

a=X1=1.                                [32]

A medida que la disolución se enriquece en soluto, la actividad del disolvente se hace, por lo general, menor que la fracción molar, y puede establecerse la relación entre ellas, como se hizo para el soluto, por medio del coeficiente racional de actividad,

o también:

La actividad de un disolvente volátil puede determinarse de un modo sencillo, puesto que la razón entre la presión de vapor p1 del disolvente en la disolución y la del disolvente puro p1º es, aproximadamente, igual a la actividad del disolvente a presiones ordinarias.

Ejemplo 9. La presión de vapor del agua en una disolución que contiene 0,5 mol de sacarosa en 1 000 g de agua es 17,38 mm y la presión de vapor del agua pura, también a 20 IC, es 17,54 mm. ¿Cuál será la actividad (o tendencia de escape) del agua en la disolución?

Estado de referencia. La asignación de actividades a los componentes de las disoluciones sirve para medir la magnitud de la desviación de éstas del comportamiento ideal. Con esta finalidad, es necesario establecer, un estado de referencia en el que cada componente se comporte de forma ideal. Este estado de referencia puede definirse como el de aquella disolución en la que la concentración (fracción molar, molal o molar) del componente es igual a la actividad,

                        actividad =concentración

o, lo que es lo mismo, el coeficiente de actividad es igual a la unidad,

Como se indicó en la ecuación [32], el estado de referencia para un disolvente, en la escala de fracciones molares, es el disolvente puro.

El estado de referencia para el soluto puede elegirse de diferentes modos; así, si se trata de un soluto líquido, miscible con el disolvente, por ejemplo, una disolución de alcohol en agua, la concentración puede expresarse en fracciones molares, y tomar como estado de referencia el líquido puro, igual que se hizo para el caso del disolvente. Cuando se trata de un soluto, líquido o sólido, que tenga una solubilidad limitada en el disolvente, se considera ordinariamente como estado de referencia la disolución a dilución infinita, en la que la concentración del soluto y la fuerza iónica (pág. 211) de la disolución son muy pequeñas. En estas condiciones, la actividad es igual a la concentración, y el coeficiente de actividad es la unidad.

Estado patrón. Las actividades que generalmente se emplean en Química son actividades relativas, no siendo posible, por tanto, conocer el valor absoluto de la actividad de un componente, y por ello, es necesario establecer un estado patrón o tipo, lo mismo que se hizo en el capítulo 1 con las propiedades fundamentales mensurables.

El estado patrón de un componente en una disolución, es aquel estado en el que dicho componente tiene una actividad unidad. Por consiguiente, la actividad relativa, en cualquier disolución, será la relación existente entre la actividad en el estado que se estudia y el valor de la del estado patrón y, en consecuencia, aquélla es un número adimensional.

Como estado patrón de un disolvente o de un soluto líquido, miscible en el disolvente, se toma el líquido puro a 1 atm y a una temperatura determinada, ya que para éste a = 1. Dado que la fracción molar de un disolvente puro es también la unidad, la fracción molar será igual a la actividad y, por tanto, en este caso el estado de referencia es idéntico al estado patrón.

En una disolución sólida, el estado patrón del disolvente es el sólido puro a 1 atm y a una temperatura definida. El asignar a = 1, a los sólidos y los líquidos puros, presenta grandes ventajas, como se verá en discusiones posteriores sobre equilibrios y fuerzas electromotrices.

El estado patrón de un soluto, de solubilidad limitada, es más difícil de definir, pues la actividad del soluto en una solución a dilución infinita, aunque sea igual a la concentración, no es igual a la unidad y, por tanto, el estado de referencia no coincide con el estado patrón, sino que éste se define como una disolución hipotética de concentración unidad .(fracción molar, molal o molar) que tiene, al mismo tiempo, las características de una disolución ideal o infinitamente diluida. Para comprender mejor esta definición es necesario realizar un estudio más cuidadoso de estas cuestiones, como el desarrollado por KLOTZ 5.

Fuerza iónica. En las disoluciones diluidas de los no electrolitos, se admite que son prácticamente idénticas las actividades y las concentraciones, ya que las fuerzas electrostáticas no dan lugar a que se produzcan desviaciones importantes del comportamiento ideal. Además, cuando en la disolución sólo hay electrolitos débiles, se desprecian, en los cálculos corrientes, las diferencias entre las concentraciones iónicas y las actividades, pues el número de iones que se han formado es pequeño y las fuerzas electrostáticas prácticamente nulas.

Sin embargo, para los electrolitos fuertes y para disoluciones de electrolitos débiles en los que hay sales y otros electrolitos, como sucede con los sistemas reguladores de pH, es importante hacer uso de las actividades en lugar de las concentraciones. El coeficiente de actividad y, por tanto, la actividad, puede calcularse mediante una de las formas de la ecuación de Debye-Hückel (págs. 214-218), si se conoce la fuerza iónica de la disolución. LEWIS 6 introdujo el concepto de fuerza iónica m, con el fin de relacionar las atracciones interiónicas con los coeficientes de actividad. Así, pues, la fuerza iónica viene definida, en la escala molar, por la relación siguiente

o, en forma abreviada

en la que el símbolo indica que hay que sumar el producto de los términos cz2 para todas las especies iónicas de la disolución, desde la 1 hasta la j. El término ci es la concentración en moles/litro de cualquiera de los iones, y zi su valencia respectiva. La fuerza iónica representa la contribución, a las fuerzas electrostáticas, de los iones de todos los tipos, dependiendo aquélla del número total de cargas iónicas y no de las propiedades específicas de las sales presentes en la disolución. Pues se ha comprobado que los iones divalentes son equivalentes no a dos, sino a cuatro iones monovalentes, y de ahí que al elevar al cuadrado la valencia se dé la importancia adecuada a los iones de carga más elevada. La suma se divide por 2, porque los pares iónicos, ion positivo-ion negativo, contribuyen a la interacción electrostática total, y, en realidad, lo que nos interesa es el efecto de cada ion por separado.

Ejemplo 10. ¿Cuál será la fuerza iónica de: a) KC1 0,010 M; b) BaSO4 0,010 M; c) NaSO4 0,010 M, y d) una disolución que contiene los tres electrolitos mencionados y además ácido salicílico en una concentración 0,010 M?

d) La fuerza iónica de una disolución 0,010 M de ácido salicílico es 0,003. Este valor se calcula a partir de la ionización del ácido a esa concentración, por medio de la ecuación (pág. 228). El ácido salicílico sin ionizar no contribuye a la fuerza iónica.

La fuerza iónica de una mezcla de electrolitos es igual a la suma de las fuerzas iónicas de las sales individuales. Así, tendremos

total = KC1+ BaSO4 + NaSO4 + Hsa1

  =0,010+0,040+0,030+0,003

  = 0,083.

Ejemplo 11. Una disolución amortiguadora contiene 0,3 mol de K2HPO4 y 0,1 mol de KH2PO4, por litro de disolución. Calcúlese su fuerza iónica.

Las concentraciones de los iones del K2HPO4 son [K+]=0,3 x 2 y [HPO4--]=0,3. Los valores debidos al KH2PO4 son [K+]=0,1 y

[H2PO4-]=0,1. Aunque hubiese una ulterior disociación de [HPO4--] y [H2PO4-], su contribución al valor de m es despreciable

= [(0,3 x 2 x 12)+(0,3 x 22)+(0,1 x 12)+(0,1 x 12)]

= 1,0.

En el ejemplo 10 se observa que la fuerza iónica de un electrolito 1:1 *, tal como el KC1, es igual a la concentración molar; en un electrolito 1:2, como el Na2SO4, 1.¿ es tres veces la concentración, y para un electrolito 2:2, m es cuatro veces la concentración.

Los coeficientes de actividad iónica media de los electrolitos deberían expresarse a diferentes fuerzas iónicas, en lugar de a diferentes concentraciones. LEWIS ha puesto de manifiesto la uniformidad en los coeficientes de actividad cuando se relacionan con la fuerza iónica

a) El coeficiente de actividad de un electrolito fuerte es casi constante en todas las disoluciones diluidas de la misma fuerza iónica, independientemente del tipo de sales que se empleen para proporcionar la fuerza iónica adicional.

b) Los coeficientes de actividad de todos los electrolitos fuertes de una misma clase, por ejemplo, de todos los electrolitos monovalentes, son aproximadamente iguales a una fuerza iónica definida, cuando las disoluciones son diluidas.

Los valores de la tabla 1 ilustran la semejanza de los coeficientes de actividad iónica media de los electrolitos 1:1 a bajas concentraciones (inferiores a 0,1), así como las diferencias que, como se ve, llegan a ser notables a concentraciones más elevadas.

BULL 7 señaló la importancia del concepto de la fuerza iónica en Bioquímica, pues en el estudio de la influencia del pH sobre la acción biológica, el efecto de la concentración variable de las sales en el sistema amortiguador puede oscurecer los resultados, a no ser que se ajuste, en cada experimento, el amortiguador a una fuerza iónica constante. Sin embargo, si la acción bioquímica resulta afectada por el empleo de determinadas sales, aun aquella precaución puede ser insuficiente para obtener resultados concluyentes. En los capítulos sobre equilibrios iónicos, solubilidades y cinética se insistirá sobre la importancia de la fuerza iónica.

<<volver       continuar>>