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INDICE 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11.

PAG Introducción……………………………………………………………………… 02 Objetivos…………………………………………………………………………. 03 Marco Teórico…………………………………………………………………… 04 Equipos y materiales……………………………………………………………. Procedimiento experimental…………………………………………………… Cálculos y resultados…………………………………………………………… Conclusiones…………………………………………………………………….. 21 Recomendaciones……………………………………………………………….22 Anexos…………………………………………………………………………….. 23 Bibliografía………………………………………………………………………... Cuestionario……………………………………………………………………....

1

10 11 13

38 29

INTRODUCCION La determinación conductimétrica es una técnica ampliamente difundida para las determinaciones de control de calidad. Estas determinaciones sencillas, económicas y tienen una serie de aplicaciones. En primer lugar está el control de la calidad del agua, ya sea potable o de uso industrial, seguido por la determinación de la conductividad de las soluciones en aplicaciones industriales tales como en las electrólisis; ya que el consumo de energía eléctrica durante la electrólisis depende en gran medida de ella. Asimismo, las determinaciones conductimétricas se usan ampliamente en los laboratorios de análisis ; por ejemplo, para determinar el contenido de salino de soluciones durante la evaporación de agua en calderas, la determinación de las solubilidades de electrólitos y sus concentraciones, y las constantes de los ácidos y bases. Algunas determinaciones son del tipo indirecto, tales como la determinación de CO2 en agua expuesta a atmósferas cargadas del gas [1] y la determinación de SO2 atmosférico absorbido en soluciones de peróxido de hidrógeno. Este es último es un método práctico sumamente importante y resulta especialmente valioso para las soluciones turbias o fuertemente coloreadas que con frecuencia no pueden ser tituladas con el empleo de indicadores.

OBJETIVOS

2



Determinación de la conductividad específica y conductividad equivalente de soluciones.



Determinación del grado de disociación y la constante de equilibrio de ácidos débiles por mediciones de conductimetría.



Determinación de las ecuaciones de kohlrausch y Onsager.

MARCO TEORICO

3

CONDUCTIMETRÍA: Uno de los problemas teóricos fundamentales en electroquímica es explicar cómo las soluciones de electrolitos conducen la corriente eléctrica. Se sabe que los conductores metálicos obedecen la ley de Ohm:

I=

E R

Donde: I: Es la intensidad de corriente (amperios) E: la fuerza electromotriz o diferencia de potencial eléctrico (voltios) R: constante de proporcionalidad, llamada resistencia (ohmios) y la resistencia R, depende de las dimensiones del conductor:

R=

l .ρ A

Donde: L: longitud A: área de la sección transversal ρ : Resistencia específica o resistividad Las soluciones electrolíticas cumplen la ley de Ohm, que los conductores metálicos. El reciproco de la Ec. (2), viene ser:

l l A = . R ρ l

Donde:

l : Conductancia (mhos o ohms-1) R l : Conductancia específica o conductividad (Ls) mhos cm -1 o ohmc-1 cm-1 ρ

A: área de los electrodos planos paralelos (cm 2) l: distancia entre electrodos (cm) o sea:

4

L=LS .

A l

CONDUCTANCIA: Facilidad que tienen las soluciones electrolíticas de dejar pasar la corriente eléctrica.

CONDUCTANCIA ESPECÍFICA: Es la facilidad con que una columna de 1cm de altura y 1cm 2 de sección transversal, de solución electrolítica deja pasar la corriente. La conducción eléctrica en las soluciones depende de la concentración de los iones y también de la naturaleza de estos (según su carga y movilidad) y la conductancia como función de la concertación varía según la condición fuerte o débil de los electrolitos. Los conductores electrolíticos se vuelven mejores conductores al elevarse la temperatura, ya que los iones pueden moverse a través de la solución más rápidamente a temperaturas más elevadas cuando la viscosidad es menor y hay menos solvatación de los iones.

CONDUCTANCIA EQUIVALENTE ( ∆ ): Es la conductancia real de un volumen de solución que contiene un peso equivalente del soluto entre electrodos paralelos con un cm. de separación y un campo eléctrico uniforme entre ellos. Si llamamos V al volumen en cm 3, de solución que contiene 1 peso equivalente de soluto

∆=LS . V

CONSTANTE DE CELDA (K): Las celdas de conductancia usuales no satisfacen los requerimientos para la determinación directa de la conductancia específica, pero es posible determinar el valor de una constante y factor característico K, denominado constante de celda, tal que:

L=

LS K

Donde:

5

A =K−1 l

K=

LS L

ECUACION DE KOHLRAUSCH: Sobre las bases de sus conductividades, podemos distinguir dos clases de electrolitos: 1) Electrolitos fuertes Tales como los ácidos: clorhídrico, nítrico y sulfúrico y sus sales que tienen conductividad equivalente alta, la cual aumenta moderadamente con el aumento de dilución. 2) Electrolitos débiles Tales como el ácido acético y otros ácidos orgánicos y amoniaco acuoso tienen conductividades equivalentes muy bajas a altas concentraciones, pero estas aumentan grandemente con el incremento de dilución.

GRAFICA DE  vs C 1 / 2

FUERTE DEBIL

6

1/ 2 De acuerdo a este comportamiento al graficar,  vs C , solamente es posible la extrapolación para el caso de los electrolitos fuertes, obteniéndose la ecuación lineal. Ec. de Kohlrausch En donde:

o

: Ordenada en el origen (constante)

 : Pendiente de la recta

Es definida como la conductancia equivalente a dilución infinita y es el valor de  extrapolado a concertación cero.

∆=∆ 0− A .C

1 2

En donde:

∆ 0 : ordenada en el origen (constante) ∆ : Pendiente de la recta

Es definida como la conductancia equivalente a dilución infinita y es el valor de extrapolado a concertación cero.

∆

LEY DE KOHLRAUSCH La conductancia equivalente a dilución infinita del electrolito es la suma de dos términos independientes, uno característico del catión y el otro del anión. Así:

−¿ +¿+ λo¿ ∆ 0=λo ¿ En donde: +¿¿ λo : Conductancia equivalente a dilución infinita del catión −¿¿ λ o : Conductancia equivalente a dilución infinita del anión

7

La ley de Kohlrausch es útil para determinar la conductancia equivalente a dilución infinita, de un electrolito débil, ya que en este caso la conductancia equivalente a dilución infinita no puede determinarse por extrapolación directa.

ECUACIÓN DE ONSAGER Partiendo de la teoría de Deybe Huckel, acerca de las soluciones electrolíticas, Onsager dedujo una ecuación similar a la de Kohlrausch aplicable a soluciones diluidas, que poseen concentraciones menores a 0.02M, y es de la forma:

¿ 0−( 0+ β)C1 /2

Donde:

 y β: son constantes que dependen  

Temperatura absoluta de la solución +¿ −¿ Carga de los iones Z Z¿ ¿ Carga eléctrica

 

Depende de los Faraday de carga Viscosidad

 :

β: Depende de las conductancias iónicas equivalentes a disolución infinita Esta ecuación expresa acertadamente la pendiente límite correcta en un gráfico de  vs C1 /2 .

TEORÍA DE ARRHENIUS Arrhenius opinó que el grado de disociación de un electrolito débil, tal como el ácido acético puede determinarse de acuerdo a la siguiente ecuación:

8

¿❑ ❑0

………………….. (1)

Siendo el electrolito débil AB, este se disocia según la ecuación:

+¿ +¿+ B¿ A¿

AB

+¿ +¿+ B¿ A¿

En la ecuación (1):  : Grado de disociación (ionización) ❑0

: Conductancia equivalente a dilución infinita (todo el electrolito se halla disociado)  : Conductancia equivalente del electrolito débil La ecuación (11) es satisfactoria para electrolitos débiles y no puede aplicarse a los electrolitos fuertes en los cuales la disociación es prácticamente total.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO: De un electrolito débil. El electrolito débil se disocia según la ecuación: (i) Inicialmente:

C: concentración de AB : Grado de disociación por mol AB

En el equilibrio (después de la disociación) AB

:

C -

+¿¿ A

:

Cα

−¿¿ B

:

Cα

Cα

La constante de equilibrio para la ecuación (I) Sustituyendo en la ecuación (II)

9

+¿¿ A ¿ −¿ B¿ ¿ ¿ Kc=¿

1−¿ C ❑2 Kc= ¿

+¿¿ A ¿ −¿ B¿ ¿ ¿ Kc=¿

EQUIPOS Y MATERIALES        

Conductímetro modelo Celda de conductividad Termostato Pinzas y soportes Fiola de 100 ml. Cinco fiolas de 250 ml Una bureta de 10 ml Tubo especial para maestros

REACTIVOS      10

Solución Solución Solución Solución Solución

0.01M de KCl 0.1M de HCl 0.1M de CH3COOH 0.1M de NaCl 0.1M de CH3COOHNa

Celdas de conductividad

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Este seguro que el conductímetro este en su correcto selecto de voltaje (220V) y conéctelo a la línea de fuerza. Poner el switch en la posición de encendido “ON” y dejar que el instrumento se caliente, mínimo por 30 minutos. Seguidamente note la celda de conductividad y conecte. Colocar el switch de medida calibrado en la posición de calibrado y normalizar el conductímetro y normalizar el conductímetro con agua de conductividad.

Agua conductividad El agua destilada de uso común no sirve para este experimento por que tiene elevada conductancia producida por el CO2 disuelto procedente del aire. Este C02 se elimina hirviendo el agua destilada y colocándola, mientras esta muy caliente, en un frasco, que es lleno totalmente y se tapa con un capuchón. También puede utilizarse agua destilada pasado por una resina de intercambio iónico para desionizarla. Luego se procede a medir las conductancias con sumo cuidado y precaución, calibrando para cada medición, habiéndose colocado antes el switch de medida calibrado en la posición de medida (Importante: iniciar la medición por el valor más alto de conductancia). SOLUCIONES: 1) 2) 3) 4) 5) 11

-0.01M -0.1M -0.01M -0.001M -0.1M

KCl HCl HCl HCl CH3COOCH

6) –0.01M 7) -0.001M 8) -0.1M 9) -0.01M 10) -0.001M 11) -0.1M 12) -0.01M 13) -0.001M

CH3COOCH CH3COOCH NaCl NaCl NaCl NaAc NaAc NaAc

PROCEDIMIENTO DE DILUCIÓN

Se lava la fiola de 100 ml y la bureta de 10 ml y se enjuagan con agua de conductividad. Se enjuaga la fiola y la bureta con dos o tres pequeñas porciones de la solución madre. Se toman 10 ml de la solución madre a 100 ml con agua de conductividad y se mezcla bien, de esta forma se tiene una solución 0.1 (solución madre). Las operaciones descritas se repiten para obtener las diluciones necesarias, lo que ha de hacerse con todo cuidado porque los errores de dilución se acumulan. Nota: Antes de cada medición enjuagar la celda de conductividad con una porción de la solución, cuya conductancia se va a determinar. Cuando ni use la celda de conductividad, debe ser guardada en agua destilada limpia. Si se ha de guardada en agua destilada limpia. Si se ha de guardar por largo tiempo, es conveniente guardarlo seco, después de enjuagarlo con sumo cuidado con agua destilada

12

CALCULOS Y RESULTADOS

(1) Cálculo de la constante de celda (K) K=

LS L

−3

−1

−1

LS =1.413. 10 . ohm . cm L=1.32 .10−3 . ohm−1 K=

1.413 .10−3 . ohm−1 . cm−1 −3 −1 1.32 .10 . ohm

K=1.07045455 cm−1

(2)

Conductancia de las soluciones (L) Ls KCl CONCENTRA CION [] 13

0.1 M 0.01 M 0.001 M

Ls HCl KCl (milímh os) 9.15 1.32 0.21

NHCONDUCTANCIA Ls 4 CL CH COOH HCl NH43Cl (milimhos) (milimhos) Ls

36.1 11.8 1.75

9.1 1.37 0.23



CH 3 COOH CH3COOH (micromhos) 87 84.5 78

0.0097946 59 0.0014129 99 0.0002247 954  HCl 387.910 9 1267.96 39 1880.45 45

(3)

0.0387910 9 0.0126796 36 0.0088045 45

0.00977836 35 0.00147212 72 0.00089187 27

0.0934854

934.84

0.09079909

9079.909

0.08381454 5

83814.545

0.316227

2.285387618 x 10

5.224190489 x 10

Β H Ac 1284.75

0.1

0.0221971556

4.928231094 x 10−6

3975.50125

0.031622 7

0.20489682

4.199130766 x 10−5

10162.4279

√C

 Ac

H Ac

Kc −3

−7

Conductancia especifica ( LS ) LS =K . L

 KCl (0.1 M) LS1=( 1.07045455cm−1 ) ( 9.15 ohm−1 ) LS1=9.794659091. 10−3 . ohm−1 . cm−1

 KCl (0.01 M) LS2=( 1.07045455cm−1 ) ( 1.32 ohm−1 ) −3

−1

LS2=1.413 . 10 .ohm .cm

−1

 KCl (0.001 M) LS3= ( 1.07045455 cm−1 ) ( 0.21 ohm−1) −3

−1

−1

LS3=0.224795454 .10 . ohm . cm

 HCl (0.1 M) LS1=( 1.07045455cm−1 ) ( 36.1 ohm−1 ) −3

−1

−1

LS1=38.64340909 . 10 . ohm . cm

 HCl (0.01 M) 14

LS2=( 1.07045455cm−1 ) ( 11.8ohm−1 ) LS2=12.63136364 . 10−3 . ohm−1 . cm−1

 HCl (0.001 M) LS3= ( 1.07045455 cm−1 ) ( 1.75 ohm−1) −3

−1

LS3=1.873295455 . 10 .ohm . cm

−1

 NH4Cl (0.1 M) LS1=( 1.07045455cm−1 ) ( 9.1 ohm−1) LS1=9.741136364 . 10−3 . ohm−1 . cm−1

 NH4Cl (0.01 M) LS2=( 1.07045455cm−1 ) ( 1.37 ohm−1 ) −3

−1

LS2=1.466522727 . 10 .ohm .cm

−1

 NH4Cl (0.001 M) LS3= ( 1.07045455 cm−1 ) ( 0.83 ohm−1 ) −3

−1

LS3=0.888477272. 10 . ohm . cm

−1

 CH3COOH (0.1 M) LS1=( 1.07045455cm−1 ) ( 87 ohm−1 ) −3

−1

−1

LS1=93.12954545. 10 . ohm . cm

 CH3COOH (0.01 M) LS2=( 1.07045455cm−1 ) ( 84.5 ohm−1 ) LS2=90.45340909. 10−3 . ohm−1 . cm−1

 CH3COOH (0.001 M) LS3= ( 1.07045455 cm−1 ) ( 78 ohm−1) LS3=83.49545455. 10−3 . ohm−1 . cm−1 15

(4)

Conductancias equivalentes (∆) ∆=

1000 LS N

 HCl (0.1 M) ∆1 =

1000. ( 38.64340909 .10−3 . ohm−1 . cm−1 ) 103 . cm3 . M . ¿ 0.1 M ∆1 =386.4340909. 103 . cm2 ohm−1 . ¿−1

 HCl (0.01 M) ∆ 2=

1000. ( 12.63136364 . 10−3 . ohm−1 . cm−1 ) 10 3 . cm3 . M . ¿ 0.01 M ∆ 2=1263.136364 .10 3 . cm2 ohm−1 .¿−1

 HCl (0.001 M) 1000. ( 1.873295455 .10−3 . ohm−1 . cm−1) 103 . cm3 . M ∆3 = . ¿ 0.001 M 3

2

−1

−1

∆3 =1873.295455. 10 . cm ohm . ¿  CH3COOH (0.1 M) ∆1 =

1000. ( 93.12954545 .10−6 . ohm−1 . cm−1 ) 10 3 . cm3 . M . ¿ 0.1 M ∆1 =931.2954545 .cm2 ohm−1 . ¿−1

16

 CH3COOH (0.01 M) ∆ 2=

1000. ( 90.45340909 .10−6 . ohm−1 . cm−1 ) 10 3 . cm3 . M . ¿ 0.01 M 2

−1

−1

∆ 2=9045.340909 .cm ohm . ¿  CH3COOH (0.001 M) ∆3 =

1000. ( 83.49545455 .10−6 . ohm−1 . cm−1 ) 10 3 . cm3 . M . ¿ 0.001 M ∆3 =83495.45455 . cm2 ohm−1 . ¿−1

(5)

Calculo de la conductancia equivalente a dilución infinita ( ∆ 0 ) de HCl y KCl ∆ 0 HCl

: Del grafico

Extrapolando por el grafico: 1873.295455 . 103 . cm 2 ohm−1 . ¿−1−386.4340909 .103 . cm2 ohm−1 . ¿−1 1873.295455 . 103 . cm2 ohm−1 . ¿−1−∆ 0 HCl ¿

0.03616227766−0.316227766 0.03616227766−0

∆ 0 HCl=2038.502272. cm2 ohm−1 . ¿−1

∆0



KCl :

−¿ ¿ +¿+ λ o ¿ λo

∆ 0 KCl=407.05

(6)

Grado de disociación del ácido acético (α)

17

α=

∆ ∆0

 CH3COOH (0.1 M) α 1=

931.2954545. cm2 ohm−1 .¿−1 2038.502272. cm2 ohm−1 . ¿−1 α 1=4.56852792 .10−4

 CH3COOH (0.01 M) α 2=

9045.340909. cm 2 ohm−1 .¿−1 2 −1 −1 2038.502272. cm ohm .¿ −3

α 2=4.437248382 .10  CH3COOH (0.001 M) α 3=

83495.45455. cm2 ohm−1 .¿−1 2038.502272. cm2 ohm −1 .¿−1 α 3=0.04095921584

(7)

Calculo de Kc para el acido acético α .α α2 Kc= c c = c (1−α )c 1−α c

 CH3COOH (0.1 M) Kc1=

( 4.56852792. 10−4 )

2

1−4.56852792. 10−4

Kc1=2.088099689 . 10−7  CH3COOH (0.01 M) Kc2=

( 4.437248382. 10−3 )

1−4.437248382. 10−3 −5

Kc2=1.977692835 . 10 18

2

 CH3COOH (0.001 M) Kc3=

( 0.04095921584 )2 1−0.04095921584

Kc3=1.749307631 .10−3

(8)

Ecuación de Kohlrausch −¿ ¿ +¿+ λ o ¿ λo

KCl : ∆ 0 KCl=407.05 ∆ 0

(9)

Ecuación de Onsager para el acido acético ¿ 0−( 0+ β) C

1 /2

 CH3COOH (0.1 M) ❑1 =0−(❑1 0 + β )C 1/ 2 2

−1

2

−1

−1

−1

931.2954545 . cm o h m . ¿ =2038.502272. cm o hm .¿ −4

2

−1

−1

1 /2

−(4.56852792 .10 .2038.502272 . cm o h m . ¿ + β 1)0.1 β 1=6443366.76 cm2 o h m−1 .¿−1

 CH3COOH (0.01 M) ❑2=0−(❑2 0 + β 2 )C 1/ 2 9045.340909 . cm2 o h m−1 . ¿−1=2038.502272 . cm2 o h m −1 .¿−1 −(4.437248382 .10−3 .2038 .502272. cm 2 o h m−1 . ¿−1+ β2 )0.11/ 2 β 2=20285523.97 cm2 o h m−1 .¿−1

19

 CH3COOH (0.001 M) ❑3 =0−(❑3 0 + β 3 )C

1/ 2

83495.45455 . cm2 o h m−1 . ¿−1=2038.502272 . cm2 o h m−1 .¿−1 −(0.04095921584 .2038 .502272. cm2 o h m−1 . ¿−1+ β1 )0.11 /2 2

−1

−1

β 3=61740386.81 cm o h m . ¿

CONCLUSIONES 

La conductividad en los electrólitos fuertes como el HCl es mucho mayor que la conductividad de los electrólitos débiles como el ácido acético.



La conductancia equivalente, en la cual se considera (N=M), nos permitirá poder hallar la conductancia equivalente a dilución infinita ya sea a través de extrapolación, por medio grafico para electrolitos fuertes o utilizando la ecuación de Kohlrausch para los electrolitos débiles.



El grado de disociación planteado por Arrhenius, es aplicable para electrolitos débiles, ya que para los electrolitos fuertes su disociación es prácticamente total.



La constante de equilibrio de un electrolito débil que se va a disociar, es la razón de la concentración que se va a producir y la concentración disociada.

20



En la ecuación de Onsager, aplicable a soluciones diluidas, que poseen concentraciones menores a 0.02M, interviene la expresión , la cual es una constante que depende de las conductancias iónicas equivalentes a dilución infinita.

RECOMENDACIONES Recomendamos tener a la mano Tablas de conductancia de las soluciones para facilitar la determinación de la constante de celda. Manejar los cambios de unidades para el buen resultado de nuestro laboratorio. Un factor muy importante es la correcta preparación de la disolución para obtener buenos resultados. Se recomienda tener los conceptos y formulas respectivas a la mano para poder realizar este laboratorio con total confianza. Uso adecuado de los materiales de laboratorio.

21

(ANEXOS) CONDUCTIMETRÍA La conductimetría es un método analítico basado en la conducción eléctrica de los iones en solución, que se utiliza para medir la molaridad de una disolución, determinada por su carga ionica, o salina, de gran movilidad entre dos puntos de diferente potencial. La conductividad eléctrica es un fenómeno de transporte en el cual la carga eléctrica (en forma de electrones o iones) se mueve a través de un sistema.

Características: Para muchas sustancias K es independiente de la magnitud del campo eléctrico E aplicado (por lo tanto lo es también, de la magnitud de la intensidad de corriente). Tales sustancias se dice que obedecen a la ley de Ohm, las disoluciones de electrolitos obedecen a la ley de Ohm, con la única condición de que E no sea extremadamente alto y se mantenga en condiciones de estado estacionario. En estas condiciones, se puede considerar a la disolución como un conductor electrónico, que sigue la Ley de 22

Ohm. Considerando un cierto volumen de una solución, la resistencia medida R correspondiente vendrá dada por:

R=r×L/A

Variación de la conductividad con la concentración La conductancia molar se comporta de distinta manera en función de la concentración del electrolito. Sería colineal a la misma si la conductividad fuese directamente proporcional a la concentración, pero esto no es así debido a que la interacción entre los iones es disociativa a concentraciones bajas y asociativas a concentraciones altas.

Medida de la Conductancia La medida de la resistencia eléctrica de una solución es la base para la medida de la conductancia de la misma. Y una alta conductancia nos indicará una fuerte carga iónica en la muestra analizada. Luego, nuestra medida se basará en el paso de los iones de la solución por un campo eléctrico atravesando una o varias resistencias, cuya respuesta nos servirá de indicador.

Aparatos y Partes Para ello, se utiliza una celda de conductividad conectada a un juego de 4 resistencias (una de ellas la resistencia de la disolución), una fuente de corriente alterna y un galvanómetro (G). Este se realiza a través de un puente de Wheatstone. La resistencia variable R2 se modifica su valor hasta que la lectura en el galvanómetro sea nula. Posteriormente aplicando las leyes de Kirchhoff, con el valor de R2 y conociendo R1 y R4 se puede calcular R3 (resistencia de la disolución). A través de la misma conoceremos su conductancia.

Celda

de

conductividad:

Con electrodos de platino. Su selección depende del intervalo de resistencia y conductividad del instrumento, el cual se comprueba por comparación de los resultados experimentales con la conductividad verdadera de soluciones estándar de cloruro de potasio. Las celdas nuevas se lavan con mezcla sulfocrómica y los electrodos se platinizan antes de su uso; posteriormente se deben lavar y replatinizar cuando las lecturas sean erráticas, cuando no se obtenga un punto final nítido, o cuando se formen depósitos negros de platino en escamas.

23

SVANTE AUGUST ARRHENIUS (Uppsala, 1859 - Estocolmo, 1927) Físico y químico sueco. Perteneciente a una familia de granjeros, su padre fue administrador y agrimensor de una explotación agrícola. Cursó sus estudios en la Universidad de Uppsala, donde se doctoró en 1884 con una tesis que versaba sobre la conducción eléctrica de las disoluciones electrolíticas, donde expuso el germen de su teoría según la cual las moléculas de los electrólitos se disocian en dos o más iones, y que la fuerza de un ácido o una base está en relación directa con su capacidad de disociación. 24

Esta teoría fue fuertemente criticada por sus profesores y compañeros, quienes concedieron a su trabajo la mínima calificación posible. Fue profesor de física en la Universidad de Uppsala (1884), en el Real Instituto de Tecnología de Estocolmo (1891), rector de la universidad de Estocolmo y director del Instituto Nobel de fisicoquímica (1905), cargo este último creado especialmente para él. Gran hombre de ciencia, su trabajo abarcó campos muy dispares entre sí, entre los que destacan una teoría sobre la formación de los cometas basada en la presión de la radiación, una teoría cosmogónica que explicaba la evolución de los astros, una teoría acerca de la inmunología, la primera constatación del efecto invernadero (aumento de la temperatura de la atmósfera debido al aumento en la concentración de dióxido de carbono) y una teoría que fija el origen de la vida en la tierra como consecuencia del transporte a través del espacio y debido a la presión de la radiación de esporas procedentes de regiones remotas del espacio (teoría panespérmica).

Friedrich Wilhelm Georg Kohlrausch (Rinteln, 1840 - Marburgo, 1910) Friedrich Wilhelm Georg Kohlrausch, Físico Aleman. Su padre fue un catedrático de física cuya mayor aportación fue comprobar experimentalmente la veracidad de la ley de Ohm y las observaciones de los fenómenos galvánicos. 25

Este trabajo fue continuado en parte por Friedrich Kohlrausch, en particular el desarrollo matemático de las leyes de las corrientes eléctricas. Otros trabajos de investigación versaron sobre la ionización en disoluciones electrolíticas y la elasticidad de los cuerpos. Fue profesor de física en Francfort, Gotinga, Zurich, Darmstadt, Wurzburgo, Estrasburgo y Berlín, ciudad esta última en la que sustituyó a Helmholtz como director del Instituto Físico-Técnico Imperial.

ÁCIDO ACÉTICO El ácido acético, ácido metilencarboxílico o ácido etanoico, se puede encontrar en forma de ion acetato. Éste es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. Su fórmula es CH3-COOH (C2H4O2). De acuerdo con la IUPAC se denomina sistemáticamente ácido etanoico.

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Es el segundo de los ácidos carboxílicos, después del ácido fórmico o metanoico, que sólo tiene un carbono. El punto de fusión es 16,6 °C y el punto de ebullición es 117,9 °C. En disolución acuosa, el ácido acético puede perder el protón del grupo carboxilo para dar su base conjugada, el acetato. Su pKa es de 4,8 a 25 °C, lo cual significa, que al pH moderadamente ácido de 4,8, la mitad de sus moléculas se habrán desprendido del protón. Esto hace que sea un ácido débil y que, en concentraciones adecuadas, pueda formar disoluciones tampón con su base conjugada. La constante de disociación a 20 °C es Ka = 1,75·10-5. Aplicaciones y usos En apicultura es utilizado para el control de las larvas y huevos de las polillas de la cera, enfermedad denominada galleriosis, que destruyen los panales de cera que las abejas melíferas obran para criar o acumular la miel. Sus aplicaciones en la industria química van muy ligadas a sus ésteres, como son el acetato de vinilo o el acetato de celulosa (base para la fabricación de lalo, rayón, celofán, etc.). Son ampliamente conocidas sus propiedades como mordiente en soluciones fijadoras, para la preservación de tejidos (histología), donde actúa empíricamente como fijador de nucleoproteínas, y no así de proteínas plasmáticas, ya sean globulares o fibrosas. (Resultados avalados por J. Baker).

BIBLIOGRAFIA

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

MOORE, Walter J. “Physical Chemistry” fourth edition, Longmans Geen and Co. Ltd. London, 1962,



Castellan, Gilbert W. “Pshysical Chemistry” (first edition). Aderson Wesley Publishing Company, Inc.Tokyo, 1964.



Shoemaker, David P, Garland, Carld W., “Experimentos de Fisico-Quimica” la ed.en español, Union Tipografica ed. Hispano-americana. Mexico, 1968,

CUESTIONARIO 1) Se conectan en serie tres células para electrodeposición. Las tres con soluciones de (N O 3)2 Cu , N O 3 Ag y (S O 4 )3 Cr 2 , respectivamente. Si

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en la primera célula se deposita 1 gr de cobre. Calcule el peso de plata y de cromo depositados a la vez en cada una de las otras células.

ma mb mc = = P . Eq( A) P . Eq( B) P . Eq( C)

Donde

P . Eq=

M ❑

 es el número de electrones transferidos.

−¿ Cu +2 +2 (N O 3)¿

(N O 3)2 Cu N O3 Ag (S O4 )3 Cr 2

Ag+3

+3NO

−¿ Cr+3 + 3( S O4 )¿

Aplicando la 2da Ley de Faraday:

m Ag m 1g = = Cr 187.546 /2 169.868/3 392/3 Entonces:

29

m Ag

= 0.603 g

mCr

= 1.393 g

2) Suponga que los metales siguientes pueden depositarse, en las células cuando se aplica a través de la célula un voltaje de 1.85 voltios y se usa una corriente de 150 amperios. Si el costo de la electricidad es 0.23 centavos por Kw-h. ¿Cuánto deberá costar producir 1 kg de cada uno de los siguientes metales: a) Pb a partir de (N O 3)2 Pb , b) Cu

Cl2 Cu

a partir de

( N O 3)2 Cd , d) Pt a partir de Pt

c)Cd a partir de

Cl 4 .

P=V ∗I

1000 w/h = 1.85 voltios * I I = 540.54 A/h

m=

a) Pb a partir de

Eq−g∗I∗t 96500

(N O3)2 Pb

(N O 3)2 Pb

Pb+2

+

−¿ 2( N O 3)¿

207.2 g∗I∗3600 s 2 1000 g= 96500 I = 258.74 A 0.23

540.54 A

X

258.74 A X = S/. 0.11

b) Cu a partir de

Cl2 Cu

30

Cl2 Cu

Cu +2

+

−¿

2 Cl ¿

63.546 g∗I∗3600 s 2 1000 g= 96500 I = 843.64 A 0.23

540.54

X

843.64 A

A

X = S/. 0.36 c) Cd a partir de

( N O3)2 Cd

( N O 3)2 Cd

Cd+2

−¿ 2( N O 3)¿

+

112.411 g∗I ∗3600 s 2 1000 g= 96500 I=476.92 A 0.23

540.54

X

476.92 A

A

X = S/.0.20

d) Pt a partir de Pt

Pt

Cl 4

Cl 4

Pt

+4

+

107.868 g∗I∗3600 s 4 1000 g= 96500 I=994.01 A 0.23

540.54 A

X

994.10 A X = S/. 0.42

31

−¿ 4 Cl ¿

3) A 25°C una celda llena con una solución KCL 0.01 normal ofrecía una resistencia de 484.0 ohmios. En la misma celda con soluciones de NaCl se obtuvieron a 25°C los datos siguientes:

Normalidad

Resistencia (ohmios)

0.0005

10.910

0.0010

5.494

0.0020

2.772

0.0050

1.129

a) Calcular  para el NaCl en cada concentración b) Evaluar infinita.

❑0

graficando  contra

√ C y extrapolando a dilucuón

R = 484 ohm Ls = 1.4129 *

10−3 o h m−1 cm−1

k =Ls∗R

k =1.4129∗10−3∗484 k =0.68384 Conseguimos la siguiente tabla para el NaCl N (normal) 0.0005 0.0010 0.0020 0.0050

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R (ohm) 10.910 5.494 2.772 1.129

Ls = k/ R ( −1 −1 ohm cm ) 0.06268 0.12447 0.24669 0.60570

A =1000 Ls / N ( cm 2 ohm−1 ¿−1 ¿ 125360 124470 123345 121140

√C 0.02236 0.03162 0.04472 0.07071

4) A partir de las condiciones equivalents a dilución infinita tomarlas a 18°C encontrar el valor ❑0 para NH 4 OH :

Ba(OH )2

❑0

:

Ba CL2

= 228.8

❑0

:

NH 4 Cl

=120.3 :

❑0

−¿ ¿ +¿+❑0 ¿ ❑0=❑0

Para el caso particular del

NH 4 OH , tenemos que: −¿ +¿+❑¿OH ❑0 =❑¿N H ( NH4 OH )

4

−¿=228.8 +¿+❑¿OH ❑0 =❑¿Ba ( Ba( OH )2 )

−¿=120.3 +¿+❑¿Cl ❑0 =❑¿Ba ( Ba CL2 )

−¿=129.9 ¿ +¿+❑Cl ❑0 =❑¿N H ( NH4 Cl)

−¿ + ¿+❑¿Cl −¿+❑¿N H +¿+❑¿OH ¿ +❑0 =❑Ba 4

❑0

( Ba( OH )2 )

33

4

(NH 4 Cl)

=129.8

−¿ ¿ +¿+❑Cl ¿ −¿+❑N H ¿ +¿+❑OH ¿ ❑Ba

228.8 + 129.9 =

−¿ ¿ +¿+❑Cl −¿+❑¿N H +¿+❑¿OH ❑¿Ba

358.7 =

358.7 =

358.7 =

4

(Ba (OH )2 )

)+(❑0

358.7 = (120.3) + ( NH4 OH )

4

−¿ −¿ +¿+❑¿Cl ❑¿N H +¿+❑¿OH +¿ ❑¿Ba ¿

(❑0

❑0

4

( NH 4 OH )

(❑0

)

(NH 4 OH )

)

= 283.3

5) A 25°C, la conductividad específica de soluciones de amoniaco a diferentes concentraciones son: −4 a) LS =1 . 22∗10 mohm cm0 . 0109 N 1

b)

LS =1 . 22∗10−4 mohm cm0 . 0219 N 2

N=M ¿Calcular el grado de disociación para ambas concentraciones y el valor de la constante de disociación?

N H3

+¿ ¿ N N4

+

OH

a) Con una concentración de 0.0109 N 34

−1

❑S=

1000∗Ls M

❑S 1=

1000∗1.22∗10−4∗10−3 0.0109

❑S 1=0.0111926 cm2 ohm−1 ¿−1

❑S 1=0.0111926 cm2 ohm−1 ¿−1 Hallando ………….(1)

¿ 1ro:

❑S 1 ❑0

❑0 +¿ N N ¿4

N H3

+

+¿ ❑0 N H 4¿

= 73.5

+¿ ❑0 N H 4¿

= 73.5 = 199.1

2

OH −1

−1

+¿=272.6 cm ohm ≡¿ +¿+❑0 N H 4¿ ❑0 =❑0 N H 4 ¿ En (1)  = 4.105869*

105

Hallando constante de disociación Kc

+¿ N N ¿4

N H3

❑1

0.0109

+

❑1

OH −1

❑1

Entonces

Kc=

❑21 0.0109−❑1

Kc = 1.55248 *

−7

10

b) Con una concentración de 0.0219 N

N H3 35

+¿ N N ¿4

+

OH

−1

❑S=

1000∗Ls M −4

❑S 1=

−3

1000∗1.23∗10 ∗10 ∗10 0.0109 2

−3

−1 −1

❑S 1=5.616438 cm ohm ¿ Hallando …….(2)

¿

❑S 2 ❑0

❑0

1ro :

+¿ N N ¿4

N H3 +¿ ❑0 N H 4¿

= 73.5

+¿ ❑0 N H 4¿

= 73.5 = 199.1

+

OH

−1

+

OH

−1

+¿=272.6 cm 2 ohm−1≡¿ +¿+❑0 N H 4¿ ❑0 =❑0 N H 4 ¿ En(2) −5

¿ 2.063220∗10

Hallando la constante de disociación Kc

+¿ N N ¿4

N H3 0.0209

❑1

Entonces

Kc=

❑21 0.0209−❑1

Kc = 1.940148 *

36

−8

10

❑1

❑1

37