Electrolitos fuertes y débiles

Los electrolitos son sustancias que, cuando se disuelven en un medio, se disocian formando iones. Habitualmente el medio suele ser el agua, que se considera uno de los disolventes más potentes. Los iones son partículas con carga, y por tanto,tienen la propiedad de poder conducir la electricidad. Dependiendo de su carga pueden ser cationes, si tienen carga positiva, o aniones, si tienen carga negativa.

Fortaleza de los electrolitos 

La fortaleza de los electrolitos se observa si la disociación de la molécula de la que provienen se da completamente, es decir, si la molécula está completamente ionizada. Algunos electrolitos fuertes son la sal común (NaCl), el ácido clorhídrico (HCl), el ácido nítrico (HNO₃), etc. Su ecuación de ionización, tomando de ejemplo al cloruro de sodio, NaCl, se puede escribir como se muestra a continuación, utilizando el caso del cloruro de sodio: 

NaCl (s) –>  Na⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Los elementos con carga positiva, como el Na⁺, son los cationes, y se denominan «cationes sodio», y los elementos con carga negativa, como el Cl^– son los aniones, y se denominan «aniones cloruro». El paréntesis (aq) indica que se encuentran en medio acuoso. Es decir, el NaCl en principio está en estado sólido, y posteriormente pasa a medio acuoso donde surgen sus iones. Así, se dice que el soluto está completamente ionizado.  

Por el contrario, los electrolitos débiles son aquellos que no están completamente ionizados, es decir, en lugar de una reacción completamente desplazada hacia los productos, lo que tiene lugar es un equilibrio. Normalmente son electrolitos débiles la mayoría a los ácidos orgánicos, como el ácido acético (CH₃COOH), y también algunas bases débiles. La ecuación de ionización, tomando como ejemplo el ácido acético, se daría de la siguiente manera: 

CH₃COOH (aq) <–> CH₃COO^– (aq) + H⁺ (aq) 

La fracción de sustancia que sufre la ionización, es decir, que se divide en iones o se ioniza, se expresa a menudo como porcentaje, y depende de la concentración de la solución. Además, como tiene lugar un equilibro, se puede establecer para la reacción anterior una constante, que se define como: 

?= ([H⁺][CH₃COO⁻])/[CH₃COOH] 

Constante de autoionización del agua 

El agua también sufre un proceso de ionización o autoionización, que se puede representar mediante la siguiente ecuación: 

H₂O (l) <–> H₃O⁺(aq) + OH^– (aq) 

Y la constante de equilibrio es: ?=([H₃O⁺][OH^–])/[H₂O]  

En muchas reacciones que se producen en el agua, o en disoluciones acuosas muy diluidas, la concentración del agua se puede omitir, y de esta manera resulta la expresión de la constante de equilibrio que se puede denominar constante de ionización, o también constante de disociación, constante de autoionización o producto iónico del agua, y que se simboliza por Kw: 

??=[H₃O⁺][OH^–]

En condiciones estándar de presión y temperatura, que corresponden a 1 atmósfera y 25 ºC (298 K), Kw tiene un valor de 10^-14. Además, si no existe soluto en agua, se sabe que la concentración de [H₃O⁺] es igual a la de [OH^–]. 

[H₃O⁺]=[OH^–]=10⁻⁷

Importancia de los electrolitos en el cuerpo humano

El cuerpo humano, entre otras muchas cosas, está compuesto por soluciones de electrolitos . Los electrolitos que requiere principalmente nuestro organismo son cationes, como los de calcio, potasio, sodio y magnesio. También necesita aniones, como cloruro, carbonato, aminoacetato, fosfato y yoduro. En nutrición, a estas sustancias se las denomina macrominerales, dado que el organismo las necesita en grandes cantidades.

El equilibrio electrolítico es crucial para muchas funciones corporales. Algunos ejemplos de lo que puede suceder cuando no hay equilibrio de electrolitos pueden ser:

• Niveles elevados de cationes de potasio, que pueden acarrear arritmias cardíacas.
• Niveles bajos extracelulares de cationes de potasio, que producen parálisis.
• Niveles excesivamente altos de cationes de sodio, que producen retención de fluidos.
• Niveles bajos en plasma de cationes de calcio y magnesio, que pueden producir espasmos musculares en las extremidades.

Referencias

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. (1997) Chemistry of the Elements (segunda edición). Butterworth-Heineman

Brown, Theodore L.; Jr, H. Eugene LeMay; Bursten, Bruce E.; Burdge, Julia R. (2004). Química. Pearson Educación.