5. Soluciones

Uno de los solventes más comúnmente encontrado es el agua, y son muchos los ejemplos de soluciones acuosas presentes en la vida cotidiana. Así, por ejemplo, en la sangre y en la leche, varias sustancias están disueltas en agua. Otro ejemplo de soluciones acuosas lo constituye el agua de mar, dado que el agua contiene una gran cantidad de sustancias disueltas, siendo el cloruro de sodio el soluto principal. Si bien las soluciones acuosas son, tal vez, las más conocidas, debemos recordar (Unidad 1) que existen otros tipos de soluciones, ya sea con otros solventes líquidos o con otros estados de agregación involucrados, tanto del soluto como del solvente. La mayoría de los ejemplos de la presente unidad se referirán a soluciones acuosas, pero debe tenerse en cuenta que muchos de los conceptos pueden extenderse a los otros tipos de soluciones.

En la Unidad 1 se indicó que, a diferencia de los compuestos, las mezclas pueden tener proporciones variables de sus componentes. Por ejemplo, se pueden preparar muchísimas –en teoría, infinitas– soluciones de cloruro de sodio en agua, distinguiéndose cada una por la proporción entre estos componentes. El término concentraciónN se usa para especificar la cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de solvente o de solución. La especificación de la concentración de una solución con frecuencia es importante, dado que, para determinados fines, normalmente es necesario emplear una concentración definida. Cuando la concentración de una solución es alta se dice que la solución es concentrada, y cuando es de baja a muy baja, diluida. Los límites entre estos dos extremos son arbitrarios.

Además del ejemplo mencionado, son muchas las situaciones en las que la especificación de la concentración de la solución es un aspecto importante para lograr el resultado buscado. Especificar la concentración simplemente requiere explicitar la cantidad de soluto contenida en determinada cantidad de solvente o de solución, y existen diferentes maneras estandarizadas de expresar estas relaciones. Cada una de estas formas constituye una unidad de concentración. A las unidades de concentración suele dividírselas en dos grandes grupos: las unidades físicas y las unidades químicas. Son unidades físicas las que utilizan unidades de masa o volumen para las proporciones de soluto, solvente y solución. En cambio, las unidades químicas utilizan el mol u otras magnitudes vinculadas con definiciones propias de la química.

Retomando las unidades de concentración y a modo de ejemplo, si se desea preparar una solución 10% p/p de glucosa en agua, para hacer 100 gramos de esta solución deberán mezclarse 10 gramos de glucosa con 90 gramos de agua. Una concentración expresada como por ciento volumen en volumen expresa el volumen de soluto disuelto cada 100 volúmenes de la solución. Esta unidad es útil para describir soluciones de dos líquidos o soluciones formadas por gases. Por ejemplo, la concentración de oxígeno del aire es de 21% v/v, lo que implica que 21 ml de oxígeno están contenidos en 100 ml de aire o, en forma equivalente, que 21 litros de oxígeno están contenidos en 100 litros de aire (Tabla 5.2). Esta forma de expresar la concentración también se usa para expresar la graduación alcohólica de las bebidas. En este caso, la graduación alcohólica suele expresarse como la concentración % v/v (ml de alcohol etílico contenidos en 100 ml de bebida).

Cuando la proporción de soluto disuelta es muy baja se suelen usar las partes por millónN como forma de expresar la concentración. En este caso se debe establecer la relación entre las partes de soluto, presentes cada un millón de partes de la solución. Por ejemplo, si la cantidad de soluto se expresa en miligramos, habrá que establecer los miligramos de soluto presentes cada un millón de miligramos de solución. Un millón de miligramos de solución es un kilogramo de solución. También puede utilizarse las partes por millón en volúmenes (por ejemplo, ml de soluto contenidos en 1 x 10⁶ ml de solución). Estas dos formas de trabajar con las partes por millón no dan el mismo resultado, no son equivalentes, por lo que siempre habría que indicar si se utiliza masa (ppmm) o volumen (ppmv). Muchas veces se da por sobreentendido a qué tipo de partes por millón se hace referencia, de acuerdo al tipo de solución; así, en el aire se suelen usar las ppmv y se indican simplemente como ppm.

A veces es necesario pasar de una unidad de concentración que depende del volumen de solución a otra que depende de la masa de la solución. Por ejemplo, si se quiere pasar de la unidad % v/v (o también % p/v) a % p/p o viceversa. Para realizar estas conversiones de unidades se necesita contar con el valor de la densidad de la solución a la temperatura a la que se ha especificado la unidad que depende del volumen. La densidadN de la solución es la relación entre la masa de una porción de esa solución y el volumen que ocupa a una dada temperatura:

\(\delta solución (T)=\frac{\text{masa de una porción de la solución}}{\text{volumen ocupado por esa porción de la solución a temperatura T}}\) (5.4)

Las soluciones se pueden preparar a partir de soluto y solvente puros, aunque otro procedimiento de rutina en los laboratorios es la preparación de una solución de una dada concentración a partir de otra más concentrada. En este último procedimiento se agrega solvente a la solución concentrada hasta lograr la concentración deseada. Cotidianamente preparamos diluciones, por ejemplo, al mezclar agua con lavandina, o cuando el café está muy fuerte y le agregamos agua. En el laboratorio se requiere más rigurosidad y se realiza de igual modo que el procedimiento mostrado en el apartado anterior para solutos líquidos. A la solución original se la suele llamar solución concentrada y a la obtenida por agregado de solvente solución diluida (Gráfico 5.3).

Se llama factor de dilución al cociente entre ambas concentraciones expresadas en la misma unidad de concentración. Si se coloca como numerador el valor de la solución más concentrada, entonces el factor de dilución se expresa en veces (X). Tomando como ejemplo las soluciones del Gráfico 5.4.b:

\(f\text{actor de dilución, }f=\frac{\text{concentración de la solución concentrada}}{\text{concentración de la solución diluida}}\) (5.5)

En el ejemplo presentado, la concentración disminuyó de 1M a 0,1M, entonces, el factor de dilución será:

\(f=\frac{1M}{0,1 M}=10\)

y se dice 10x (por diez veces).

Alternativamente, esta dilución de 10 veces se puede expresar como dilución 1:10 (y se lee “uno en diez”).

Si se agregan 10 gramos de NaCl a 100 gramos de agua a 20 °C, estos 10 gramos de NaCl se disolverán completamente. Sin embargo, si se agregan a esta temperatura 50 gramos de NaCl a 100 gramos de agua, parte del NaCl quedará como un sólido sin disolver en el fondo del recipiente. Por encima del sólido, encontramos una solución de NaCl con la máxima cantidad de soluto que esa cantidad de agua es capaz de disolver a esta temperatura y presión. En esta situación estamos en presencia de un sistema heterogéneo formado por dos fases: la fase sólida y la fase solución. La máxima concentración que puede alcanzar un soluto al ser disuelto en un dado solvente se denomina solubilidad. La solubilidad de una sustancia en un determinado solvente depende de distintos factores que se discutirán más adelante. Un cambio de temperatura, o en ciertos casos en la presión, puede modificar la solubilidad de una sustancia en un determinado solvente. Por este motivo, es importante aclarar la temperatura y la presión a las cuales se estableció la solubilidad del soluto en el solvente en cuestión. Para el caso del NaCl en agua, los ensayos de laboratorio revelan que la solubilidad a 20 °C y presión atmosférica normal a nivel del mar es de 36 gramos de NaCl por cada 100 gramos de agua.

Cuando mezclamos, a 20 °C y presión atmosférica normal a nivel del mar, 50 gramos de NaCl en 100 gramos de agua, el dato de solubilidad nos indica que solo 36 gramos de NaCl podrán disolverse, mientras que los 14 gramos restantes quedarán sin disolver. Cuando una solución, a una dada temperatura y presión, tiene la concentración correspondiente a su solubilidad, se dice que la solución está saturadaN. La mejor forma de asegurar la preparación de una solución saturada es agregar más soluto que el correspondiente a la solubilidad. La presencia de sólido sin disolver garantiza que la solución con la que está en contacto tiene disuelta la máxima cantidad de soluto posible.

Mientras la temperatura y la presión se mantengan constantes, el sistema formado por la incorporación de 50 gramos de NaCl en 100 gramos de agua mantendrá la misma cantidad de sólido sin disolver. Sin embargo, si analizáramos los iones Na⁺ y Cl^–presentes en la fase solución y en el sólido, comprobaríamos que hay un recambio permanente de los iones entre la solución y el sólido no disuelto. Es decir, aunque el sistema se presente a simple vista (nivel macroscópico) sin cambios, a nivel de iones y moléculas hay un recambio de iones entre la solución y el soluto sin disolver. Sin embargo, este recambio respeta el número total de iones disueltos, tanto de Na⁺ como de Cl^–. Dicho en otras palabras, simultáneamente están ocurriendo a la misma velocidad tanto la disolución como el pasaje a sólido (cristalización) de las partículas de soluto. De esta manera, las cantidades de soluto en la solución, por un lado, y en el sólido, por otro, se mantienen constantes. Se dice que el sistema está en un estado de equilibrio dinámico, porque macroscópicamente se mantiene invariante en sus propiedades, pero este aparente reposo no es tal, sino que es consecuencia de procesos opuestosN que ocurren a la misma velocidad. Este equilibrio dinámico puede representarse mediante una ecuación química:

La flecha de dos puntas representa precisamente la situación de equilibrio, parte del sólido se disuelve mientras que, a la misma velocidad, una cantidad equivalente de iones abandonan la solución y pasan a formar parte del sólido no disuelto. En la Unidad 4 se presentó otro caso de equilibrio dinámico al tratar la presión de vapor.

Como se mencionara anteriormente, el proceso de disolución a nivel molecular puede explicarse por el balance entre dos factores: el factor energético y el factor entrópico. A fin de comprender de qué manera estos factores condicionan el proceso de disolución, vamos primero a definirlos y analizarlos por separado, para luego discutir cómo operan en conjunto.

Considerando el factor energético, para que se forme una solución es necesario vencer las fuerzas de atracción entre las partículas que forman el soluto, a fin de separarlas para que se mezclen con las partículas del solvente. También es necesario vencer las fuerzas de atracción entre algunas moléculas del solvente, a fin de generar los huecos en los que estarán ubicadas las partículas de soluto. Para vencer estas interacciones se requiere aportar energía, que generalmente se entrega en forma de calor. Dado que tanto el soluto como el solvente ganan energía, se produce un cambio de energía positivo, o \(\Delta\)E>0 para ambos. En la expresión anterior \(\Delta\) significa “cambio”, matemáticamente es una diferencia, y E significa energía. Para ser más precisos, podríamos decir que la energía requerida para vencer las interacciones entre partículas de soluto, \(\Delta\)E_sto-sto, y de solvente, \(\Delta\)E_ste-ste, son ambas positivas. En estas expresiones “sto” significa soluto y “ste”, solvente.

Por otra parte, cuando se forma la solución se generan atracciones entre partículas de soluto y solvente. Y así como para romper fuerzas atractivas se necesita aportar energía, cuando se forman interacciones atractivas el sistemaN libera energía. El sistema en este caso es la solución. De manera tal que el cambio de energía debido a las interacciones soluto-solvente, \(\Delta\)E_sto-ste, es menor a cero. Finalmente, el cambio de energía total del proceso de disolución es la suma de todas estas contribuciones:

\(\Delta\)E_disolución= \(\Delta\)E_ste-ste + \(\Delta\)E_sto-sto + \(\Delta\)E_sto-ste(5.7)

Dado que \(\Delta\)E_sto-ste tiene signo opuesto a \(\Delta\)E_ste-ste y \(\Delta\)E_sto-sto, el cambio de energía observado en el proceso de disolución, \(\Delta\)E_disolución, puede ser positivo o negativo según cómo sean las contribuciones de los diferentes términos. Si es negativo, durante el proceso de disolución se libera calor (la persona que realiza la disolución nota que el recipiente se calienta). Por el contrario, si \(\Delta\)E_disolución es positivo, el sistema se enfría.

El ejemplo del Gráfico 5.5 muestra que, para romper las interacciones presentes entre las partículas de soluto por un lado y por otro entre las partículas de solvente, hace falta entregar energía al soluto y al solvente. Estas energías están representadas mediante \(\Delta\)E_sto-sto0 y \(\Delta\)E_ste-ste0. Por otro lado, cuando se forman las interacciones entre las partículas del soluto y del solvente se libera energía, es decir \(\Delta\)E_sto-ste>0. En este ejemplo, la energía liberada es en valor absoluto menor que la requerida para romper las interacciones (la suma de la energía necesaria para romper las interacciones está representada mediante la flecha de color violeta). Se trata de un ejemplo con disolución con balance positivo de energía.

Para analizar el factor entrópico se requiere hablar de la entropía de un sistema material. La entropía se anota con S (letra “ese mayúscula”) y es una función un poco más difícil de analizar que la energía. La razón de esta dificultad es que el concepto de entropía solo puede racionalizarse cuando se logra establecer la conexión entre la descripción macroscópica del material y su descripción a nivel microscópico. En la descripción macroscópica es necesario indicar la composición, la temperatura, la presión, etc. En general, con indicar unos pocos parámetros alcanza para establecer el llamado “estado macroscópico”. Sin embargo, a nivel molecular, un dado estado macroscópico se corresponde con un número muy grande de estados microscópicos. Por ejemplo, la energía total del sistema material puede estar distribuida de diferentes maneras entre las partículas que constituyen el material. Y cada una de estas maneras es un estado microscópico diferente. La entropía es una propiedad de un sistema material que indica cuántos estados microscópicos del mismo se corresponden con el estado macroscópico observado. Cuanto mayor es el número de estados microscópicos compatibles, mayor es la entropía.

Para el estudio del proceso de disolución, es necesario considerar la llamada entropía conformacional, que mide el número de maneras en las que pueden acomodarse, en el espacio tridimensional, las partículas que componen el sistema material. Como pasa con el factor energético, también en el caso de la entropía se comparan estos estados de un sistema para determinar cómo varía la entropía (aumenta o disminuye o permanece constante) cuando el sistema pasa de uno de estos estados al otro. En el caso del proceso de disolución, se evaluará el cambio de entropía cuando soluto y solvente inicialmente separados se mezclan para formar la solución.

El cambio de entropía que acompaña a la disolución, \(\Delta\)S_disolución, puede tomar valores positivos o negativos, de acuerdo a cómo se modifique la estructura del solvente y del soluto. Por ejemplo, se puede tomar el caso de un soluto sólido que se disuelve en agua. En la disolución, las partículas del soluto tienen mayor cantidad de maneras de disponerse que en el sólido. Por lo tanto, el soluto aporta un cambio de entropía positivo al proceso de disolución \(\Delta\)S_sto>0. En cambio, el solvente puede tener un cambio de entropía positivo o negativo. Para el proceso de disolución en su conjunto puede, entonces, tener un \(\Delta\)S_disolución = \(\Delta\)S_sto+ \(\Delta\)S_ste, tanto positivo como negativo.

Finalmente, para saber si la disolución va a ocurrir o no tenemos que considerar un tercer parámetro, que se llama variación de energía libre, \(\Delta\)G. Esta se relaciona con las variaciones de energía y entropía de acuerdo a la siguiente fórmula:

\(\Delta\)G_disolución = \(\Delta\)E_disolución – T \(\Delta\)S_disolución   (5.8)

La termodinámica nos enseña que, a una dada temperatura y presión, un proceso ocurre si tiene un \(\Delta\)G negativo y no ocurre si tiene un \(\Delta\)G positivo. Así, el proceso de disolución ocurre espontáneamente si tiene, por ejemplo, un \(\Delta\)E_disolución negativo y un \(\Delta\)S_disolución positivo. Por el contrario, no ocurre, por ejemplo, si tiene \(\Delta\)E_disolución positivo y un \(\Delta\)S_disolución negativo. Para las otras posibilidades {\(\Delta\)E_disolución<0, \(\Delta\)S_disolución<0} y {\(\Delta\)E_disolución>0, \(\Delta\)S_disolución>0}, el proceso puede ocurrir o no de acuerdo a la magnitud de la contribución energética y entrópica. Además, la temperatura modifica el peso o la importancia de la contribución entrópica, lo que hace que la solubilidad varíe con la temperatura.

Para analizar las contribuciones energéticas y entrópicas, se verá a modo de ejemplo la disolución de un compuesto iónico como el cloruro de sodio en agua. En estado sólido, sus iones están organizados en una red tridimensional con interacciones entre los iones cuyo balance es a favor de las interacciones atractivas. En el agua, sus moléculas interactúan principalmente por puentes de hidrógeno. Además, tanto en el cloruro de sodio como en el agua estarán presentes las interacciones dipolo instantáneo-dipolo inducido. En la solución, los iones Na⁺ y Cl^– interaccionarán con las moléculas de agua. Como el agua es una molécula polar o dipolar se dice que la interacción con los iones es ion-dipolo. Además, interaccionan por la interacción dipolo instantáneo-dipolo inducido presente con mayor o menor intensidad entre todas las partículas (átomos, moléculas o iones). Estas interacciones siempre están presentes porque se deben a la existencia de la nube electrónica.

El Gráfico 5.6 muestra cómo se orientan los dipolos de las moléculas de agua, lo que produce interacciones atractivas con los iones Na⁺ y Cl^–.

Si la solución contiene muy poco cloruro de sodio, a medida que aumenta la distancia a los iones, las moléculas de agua se orientan en forma cada vez más similar a la que tienen en el agua pura. ¿Cómo interpretar la formación de esta solución y las interacciones mixtas que surgen entre los iones que componen el soluto y las moléculas de solvente? Al formarse la solución, inicialmente las moléculas de agua entrarán en contacto con los iones Na⁺ y Cl^– de la superficie de cada trocito de sal introducido. Para que se forme la solución, es decir, la mezcla homogénea, es necesario que muchas moléculas de agua entren en contacto con muchos de los iones Na⁺ y Cl^–, no solo los de la superficie. A fin de que este contacto sea posible, deberán romperse interacciones tanto entre los iones como entre las moléculas de agua. Este proceso requiere energía, que suele aportarse mediante agitación, por ejemplo, revolviendo o calentando.

Por otro lado, la formación de interacciones atractivas entre los iones y las moléculas de agua liberará energía. Al formarse la solución, estos dos procesos estarán ocurriendo simultáneamente, aunque puede ser necesario, como dijimos, un aporte inicial de energía. El balance energético de ruptura y formación de interacciones en que hemos dividido el proceso de formación de una solución es uno de los aspectos que define si cierto soluto será soluble en determinado solvente. En el caso del NaCl en agua, el balance de las interacciones que se rompen y que se forman es positivo, pero pequeño. En cuanto a la entropía, tanto el cloruro de sodio como el agua en la solución pueden asumir más orientaciones cuando están mezclados que cada uno en estado puro. Este aumento en el número de orientaciones posibles corresponde a un aumento de entropía, que juega a favor del proceso de disolución y supera al aspecto energético.

Alternativamente, el factor energético puede favorecer el proceso de disolución o tener prácticamente ninguna contribución y el entrópico desfavorecerlo. Este caso se da con aquellos solutos que “ordenan al solvente”. Por ejemplo, podemos mencionar algunas sustancias no polares que no se disuelven en agua, como el hexano. En casos como este se produce una reorganización del agua alrededor de las moléculas no polares, adoptando una estructura más rígida con menos orientaciones posibles que en el agua líquida. Esta organización del agua en torno de las moléculas de sustancias no polares se llama clatrato y su formación genera una disminución de la entropía, que es la responsable de la insolubilidad del hexano y de otros hidrocarburos en agua (Gráfico 5.7).

Los procesos de disolución presentados hasta este punto corresponden a transformaciones físicas. Así, tanto el cloruro de sodio como el azúcar de mesa (sacarosa), por mencionar dos ejemplos, conservan su identidad al disolverse en agua. Si se evapora el agua de estas soluciones se recuperarán los solutos originales. Sin embargo, existen ejemplos en los cuales la disolución va acompañada de una reacción química. En este caso, los factores y principios que condicionan y explican el proceso son diferentes de los mencionados en la disolución como transformación física. Veremos algunos ejemplos de este tipo de proceso al analizar la disolución de gases en agua y también en la Unidad 6.

La cantidad de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de solvente depende, como ya se mencionara, del tipo e intensidad de las interacciones no covalentes que soluto y solvente puedan establecer; también del factor entrópico, así como de la temperatura y la presión que regulan los aportes de cada uno de estos factores.

La solubilidad en agua de gran parte de los compuestos iónicos aumenta al aumentar la temperatura de la solución. En el Gráfico 5.8 están representadas las solubilidades de varias sustancias iónicas en agua a distintas temperaturas. La solubilidad de las moléculas polares en agua suele también incrementarse al aumentar la temperatura. Como se mencionara anteriormente, los cambios en la presión no tienen un efecto notorio en la solubilidad de este tipo de solutos en agua y en otros solventes líquidos.

El caso contrario se presenta en los gases, que en su mayoría son menos solubles en agua cuando la temperatura de la solución aumenta. Este efecto se ve, por ejemplo, cuando dejamos agua de la canilla a temperatura ambiente. A medida que el agua se va calentando, van apareciendo burbujas pequeñasN que están formadas por el aire que estaba inicialmente disuelto en el agua. En el Gráfico 5.9 están representadas las solubilidades de varios gases en agua como una función de la temperatura.

La solubilidad de los gases en cualquier solvente depende además de la presión. Los gases del aire –principalmente, O₂ y N₂– no son muy solubles en agua a presiones y temperaturas cotidianas. Sin embargo, la solubilidad de cualquier gas en solventes líquidos o sólidos aumenta al aumentar la presión de dicho gas sobre el solvente (Gráfico 5.10).

Otro ejemplo del efecto de la presión del gas en su solubilidad es el de las bebidas gaseosas o vinos espumantes. En estas bebidas el dióxido de carbono, CO₂, se disuelve en el líquido bajo presión. Al abrir la botella, disminuye la presión del CO₂ sobre la solución y este entra en efervescencia, es decir, el gas escapa de la solución. En las gaseosas, el CO₂ se introduce a presión durante el proceso de fabricación; en cambio, en el caso de los vinos espumantes, el CO₂ se genera como producto de la fermentación durante el proceso de formación del vino, que se lleva a cabo en botellas cerradas, lo que determina su acumulación.

La Tabla 5.3 contiene las solubilidades en agua de algunos gases a diferentes temperaturas. Caber notar que el N₂ y el O₂ muestran solubilidades muy bajas en agua. Sin embargo, los gases amoníaco, dióxido de azufre y, en menor medida, los dióxidos de carbono son mucho más solubles en agua que el N₂ y el O₂. La razón más importante de las mayores solubilidades observadas en la tabla, incluyendo también al CO₂, es que se produce una reacción química con el agua y, por lo tanto, se generan sustancias que son solubles en agua. Veremos algunas de estas reacciones en los apartados siguientes y en la Unidad 6.

Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, sus iones se disocian. La disociación es la separación de los iones ya presentes en el compuesto iónico a medida que sus cristales se van disolviendo. Algunas moléculas también tienen la capacidad de generar iones por reacción química cuando se disuelven en agua, produciéndose una ionización. Este proceso no es una disociación debido a que los iones no estaban presentes en las moléculas antes de que fueran disueltas. La ionización es la formación de iones que ocurre junto con la disolución debido a una reacción química entre la sustancia molecular y el solvente agua. Si bien las reacciones químicas serán tratadas especialmente en la siguiente unidad, podemos adelantar algunos de sus aspectos, como es la representación mediante ecuaciones. Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno, un compuesto molecular, se ioniza cuando se disuelve en agua. Se puede representar este proceso mediante las estructuras de Lewis de las sustancias involucradas:

El enlace del HCl se rompe asimétricamente y el protón generado se incorpora a la molécula de agua, dando el ion hidronio, H₃O⁺. La estructura de Lewis del ion hidronio refleja que el H⁺ se ha unido a una molécula de agua mediante la covalencia de un par de electrones. El cloruro de hidrógeno, HCl, es un gas en condiciones ambientales y es un compuesto molecular. Este gas puede enfriarse y condensarse a líquido, pero prácticamente tampoco en el estado líquido contiene iones. Sin embargo, cuando se disuelve en agua, prácticamente el 100% de sus moléculas reaccionan. A la solución resultante se la denomina ácido clorhídrico.

El amoníaco, como mencionamos anteriormente, también reacciona con el agua. Esta reacción es la responsable de la alta solubilidad que presenta este gas en agua cuando se lo compara con otros gases –como el N₂ y el O₂– y además genera iones –aunque la extensión de la ionización no es del 100%, como en el caso del cloruro de hidrógeno–. Podemos representar este proceso mediante las estructuras de Lewis de las especies involucradas:

La mezcla de reacción, en este caso, está representada principalmente por los reactivos. Como los procesos o reacciones de ionización generan iones, estas soluciones son conductoras de la electricidad.

El cloruro de hidrógeno, en los ejemplos anteriores, al ionizarse prácticamente en un 100% cuando de disuelve en agua, genera una mayor cantidad de iones que la misma cantidad de moles de amoníaco disuelta en agua. Aquellas sustancias que en solución acuosa presentan prácticamente el 100% de sus unidades disociadas o ionizadas se denominan electrolitos fuertes. El ácido clorhídrico es un electrolito fuerte. En cambio, el amoníaco es un electrolito débil, dado que solo un porcentajeN de sus moléculas se ionizan por reacción con el agua.