Calculadora de conductividad molar
Calcula la conductividad molar (Λm) de una disolución de electrolito a partir de la conductividad medida κ y de la concentración molar c. Introduce ambos valores con sus unidades y obtén el resultado en S·cm²/mol y S·m²/mol.
Conductividad molar a partir de la conductividad y la concentración
Conductividad molar
Donde:
- \(\Lambda_m\) — conductividad molar (S·cm²/mol o S·m²/mol)
- \(\kappa\) — conductividad específica (conductividad) de la disolución (S/cm)
- \(c\) — concentración molar del electrolito (mol/L)
Cuando \(\kappa\) se expresa en S/cm y \(c\) en mol/L, la forma práctica de la fórmula es \(\Lambda_m = 1000\,\kappa / c\), que da \(\Lambda_m\) directamente en S·cm²/mol. El factor 1000 se debe a la conversión entre mol/L y mol/cm³.
Conductividad molar – Ejemplo de cálculo
Ejemplo: una disolución de cloruro de potasio 0,01 mol/L presenta a 25 °C una conductividad medida de 1,413 mS/cm. ¿Cuál es su conductividad molar?
\[ \kappa = 1.413 \text{ mS/cm} = 1.413 \times 10^{-3} \text{ S/cm} \]
\[ \Lambda_m = \frac{1000 \times 1.413 \times 10^{-3}}{0.01} = 141.3 \text{ S·cm}^2\text{/mol} \]
\[ \Lambda_m = \frac{141.3}{10^4} = 0.014130 \text{ S·m}^2\text{/mol} \]
Resultado: la conductividad molar es 141,3 S·cm²/mol (0,01413 S·m²/mol), un valor típico del KCl a esa concentración.
Cómo usar la calculadora de conductividad molar
- Introduce la conductividad de la disolución (κ) medida en el primer campo: la lectura de tu conductímetro.
- Selecciona la unidad de esa lectura de conductividad (µS/cm, mS/cm, S/cm o S/m) en el desplegable situado a su lado.
- Introduce la concentración molar (c) del electrolito en el segundo campo.
- Selecciona la unidad de concentración (mol/L, mmol/L o mol/m³) en el desplegable situado a su lado.
- Lee la conductividad molar en S·cm²/mol y la conductividad molar (SI) en S·m²/mol, junto con el detalle del cálculo paso a paso.
¿Qué es la conductividad molar?
La conductividad molar \(\Lambda_m\) (también llamada conductancia molar) es la conductividad de una disolución de electrolito normalizada a un mol de electrolito disuelto. La conductividad \(\kappa\) que mide un conductímetro depende de la cantidad de sal disuelta, de modo que una disolución concentrada de un electrolito mal conductor y una disolución diluida de uno bueno pueden dar la misma lectura en el aparato. Al dividir \(\kappa\) entre la concentración molar \(c\) se elimina esa ambigüedad y se sabe con qué eficacia transporta la corriente eléctrica un mol de la sustancia.
La unidad habitual es S·cm²/mol, la que emplean la mayoría de los libros de texto y las tablas de referencia de química. La unidad del SI es S·m²/mol, y la conversión es sencilla: 1 S·m²/mol = 10⁴ S·cm²/mol. La calculadora muestra ambas para que puedas usar la que exija tu curso o tu publicación.
La conductividad molar resulta especialmente útil para estudiar electrolitos fuertes y débiles. En los electrolitos fuertes (NaCl, KCl, HCl), \(\Lambda_m\) disminuye solo ligeramente al aumentar la concentración, porque el electrolito permanece totalmente disociado y las atracciones entre iones únicamente los frenan; la variación sigue la ley de Kohlrausch \(\Lambda_m = \Lambda_m^\circ - K\sqrt{c}\). En los electrolitos débiles (ácido acético, amoniaco), \(\Lambda_m\) cae bruscamente con la concentración porque el grado de disociación \(\alpha\) disminuye. El cociente \(\Lambda_m / \Lambda_m^\circ\) aproxima \(\alpha\), y en ello se basa la determinación de constantes de disociación —y, por extensión, de productos de solubilidad de sales poco solubles— a partir de medidas de conductividad.
Para que te sitúes: a 25 °C las conductividades molares límite \(\Lambda_m^\circ\) de los electrolitos fuertes comunes se encuentran aproximadamente entre 100 y 430 S·cm²/mol (KCl ≈ 149,9; ½ H₂SO₄ ≈ 426). Un resultado muy alejado de ese intervalo suele indicar un error de unidades y no una química insólita.
Supuestos, limitaciones y consejos prácticos
- La conductividad debe ser la conductancia específica. El valor que introduzcas debe estar ya corregido por la constante de la celda, es decir, lo que muestra un conductímetro calibrado, no la conductancia en bruto.
- La concentración se refiere a la unidad fórmula. Si la disolución viene expresada en función de una fracción de la fórmula (p. ej. ½ H₂SO₄), introduce la concentración de forma coherente con esa definición, igual que hacen las tablas de referencia.
- La temperatura importa. La conductividad de las disoluciones acuosas aumenta aproximadamente un 2 % por cada °C. Tanto \(\kappa\) como \(c\) deben referirse a la misma temperatura; 25 °C es la referencia estándar.
- Cuida las confusiones de unidades. Los errores más habituales son introducir µS/cm en lugar de mS/cm, o mmol/L en lugar de mol/L. La calculadora te avisa cuando el resultado resulta implausiblemente grande (>500 S·cm²/mol) o pequeño (<5 S·cm²/mol).
- Conductividad de fondo. En disoluciones muy diluidas, el CO₂ disuelto y las impurezas del disolvente contribuyen a \(\kappa\) e inflan \(\Lambda_m\); resta la conductividad del disolvente puro si trabajas con concentraciones micromolares.
- La calculadora solo calcula \(\Lambda_m = \kappa/c\). Para extrapolar a dilución infinita \(\Lambda_m^\circ\) en un electrolito fuerte, mide \(\Lambda_m\) a varias concentraciones y ajusta los datos frente a \(\sqrt{c}\).
Conductividades molares límite típicas a 25 °C
| Electrolito | \(\Lambda_m^\circ\) (S·cm²/mol) |
|---|---|
| KCl | 149,9 |
| NaCl | 126,5 |
| HCl | 426,2 |
| ½ H₂SO₄ | 426 |
| CH₃COOH (débil) | 390,7 |
| NH₃·H₂O (débil) | 271 |
Estos valores corresponden a la dilución infinita; a concentraciones finitas, la \(\Lambda_m\) medida es algo menor. Si además analizas muestras de agua, las comprobaciones basadas en la conductividad se combinan de forma natural con nuestra calculadora de dureza del agua.
Preguntas frecuentes
¿Por qué la fórmula de la conductividad molar lleva un factor 1000?
El factor 1000 convierte litros en centímetros cúbicos. La conductividad \(\kappa\) se mide por cm, mientras que la concentración \(c\) se da por litro. Como 1 L = 1000 cm³, la fórmula queda \(\Lambda_m = 1000\,\kappa / c\), que da el resultado directamente en la unidad habitual, S·cm²/mol. Si conviertes tú mismo \(c\) a mol/cm³, basta con dividir \(\kappa\) entre \(c\) sin el factor.
¿Cómo se convierte la conductividad molar entre S·cm²/mol y S·m²/mol?
Divide los S·cm²/mol entre 10⁴ para obtener S·m²/mol, o multiplica los S·m²/mol por 10⁴ para obtener S·cm²/mol. Por ejemplo, 141,3 S·cm²/mol equivalen a 0,01413 S·m²/mol. El factor procede de las unidades de superficie: 1 m² = 10⁴ cm². Los libros de texto y las tablas de referencia usan mayoritariamente S·cm²/mol, mientras que las publicaciones orientadas al SI prefieren S·m²/mol; la calculadora muestra ambas.
¿Qué es un valor normal de conductividad molar?
A 25 °C, las conductividades molares límite de los electrolitos fuertes comunes se sitúan entre unos 100 y 430 S·cm²/mol: NaCl ≈ 126,5; KCl ≈ 149,9; HCl ≈ 426. Los electrolitos débiles, como el ácido acético, solo alcanzan ≈ 390 a dilución infinita y presentan valores mucho menores a concentraciones prácticas. Si tu resultado queda por debajo de 5 o por encima de 500 S·cm²/mol, es mucho más probable un error de unidades que una química insólita.
¿Cómo se calcula la conductividad molar a mano?
Primero convierte la conductividad a S/cm y la concentración a mol/L. Después multiplica la conductividad por 1000 y divídela entre la concentración: \(\Lambda_m = 1000\,\kappa / c\). Por ejemplo, con \(\kappa = 1.413\) mS/cm y \(c = 0.01\) mol/L: \(\Lambda_m = 1000 \times 0.001413 / 0.01 = 141.3\) S·cm²/mol. Antes de convertir, comprueba siempre si tu conductímetro lee en µS/cm o en mS/cm.
¿Puedo usar la conductividad molar para hallar el grado de disociación de un electrolito débil?
Sí. El cociente \(\alpha \approx \Lambda_m / \Lambda_m^\circ\) estima el grado de disociación, donde \(\Lambda_m^\circ\) es la conductividad molar límite a dilución infinita. Como los electrolitos débiles, tales como el ácido acético, solo se disocian parcialmente, \(\Lambda_m\) cae bruscamente al aumentar la concentración. Combinando \(\alpha\) con la ley de dilución de Ostwald \(K_a = c\alpha^2/(1-\alpha)\) puedes determinar la constante de disociación a partir de medidas de conductividad.
¿Cuál es la diferencia entre conductividad molar y conductividad equivalente?
La conductividad molar se normaliza por mol de unidades fórmula, mientras que la antigua conductividad equivalente se normaliza por mol de carga (equivalente). Para un electrolito 1:1 como el KCl ambas coinciden; para el H₂SO₄ difieren en un factor de 2. La convención actual de la IUPAC desaconseja los equivalentes, y por eso la calculadora pide la concentración en mol/L. Si comparas con valores de bibliografía antigua etiquetados como «conductancia equivalente», comprueba cómo se definió en ellos la unidad fórmula.
¿Por qué cambia mi resultado al diluir la disolución?
La conductividad molar depende de la concentración. En los electrolitos fuertes aumenta ligeramente al diluir, porque se debilitan las atracciones entre iones, siguiendo la ley de Kohlrausch \(\Lambda_m = \Lambda_m^\circ - K\sqrt{c}\). En los electrolitos débiles aumenta mucho, porque la dilución eleva el grado de disociación. No existe un único valor «correcto» para una sustancia: indica siempre la concentración (y la temperatura) junto con \(\Lambda_m\), o extrapola a \(\Lambda_m^\circ\).