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CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLITICAS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II

LN – 17h – F.Q.I I– E - F UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA E.A.P. INGENIERÍA QUÍMICA – 07.2 LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

PRACTICA № 13:

CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLITICAS

INTEGRANTES: 

RIVERA NUÑEZ JHAMER CLINTON

17070123



ROBLES VERGARA MIGUEL ANGEL

17070108



MICUNCO ROMERO GIOVANNY PAOLO 17070102

PROFESOR: FRANCISCO TORRES DIAZ FECHA DE REALIZACION: 17/06/19 FECHA DE ENTREGA: 22/06/19

LIMA-PERU 2019

CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLITICAS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II

INDICE

INTRODUCCIÓN

1

RESUMEN

2

PRINCIPIOS TEÓRICOS

3

DETALLES EXPERIMENTALES

6

TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS

8

EJEMPLO DE CÁLCULOS

13

ANÁLISIS Y DISCUSIONES DE RESULTADOS

21

RECOMENDACIONES

22

CONCLUSIONES

22

APÉNDICE

23

BIBLIOGRAFÍA

26

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INTRODUCCIÓN Las determinaciones de la conductividad reciben el nombre de determinación conductimétricas. Estas determinaciones tienen una cantidad de aplicaciones. El primero que midió satisfactoriamente las conductividades de disoluciones de electrolitos fue Kohlrausch, entre los años 1860-1870, usando para ello corriente alterna. Puesto que un galvanómetro convencional no respondía a la corriente alterna, usaba como receptor un teléfono, que le permitía oír cuando se equilibraba el puente de Wheatstone. En primer lugar, la conductividad de las soluciones desempeña un importante papel en las aplicaciones industriales de la electrólisis, ya que el consumo de energía eléctrica en la electrólisis depende en gran medida de ella. Las determinaciones de la conductividad se usan también en los estudios de laboratorios. Así, se las puede usar para determinar el contenido de sal de varias soluciones durante la evaporación del agua (por ejemplo en el agua de calderas o en la producción de leche condensada). Las basicidades de los ácidos pueden ser determinadas por mediciones de la conductividad. El método conductimétrico puede usarse para determinar las solubilidades de electrólitos escasamente solubles y para hallar concentraciones de electrolitos en soluciones por titulación. La base de las determinaciones de la solubilidad es que las soluciones saturadas de electrólitos escasamente solubles pueden ser consideradas como infinitamente diluidas. Midiendo la conductividad específica de semejante solución y calculando la conductividad equivalente según ella, se halla la concentración del electrolito, es decir, su solubilidad. Un método práctico importante es el de la titulación conductimétrica, o sea la determinación de la concentración de un electrolito en solución por la medición de su conductividad durante la titulación. Este método resulta especialmente valioso para las soluciones turbias o fuertemente coloreadas que con frecuencia no pueden ser tituladas con el empleo de indicadores.

1

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RESUMEN El objetivo de esta experiencia fue determinar la conductividad de soluciones acuosas de electrolitos fuertes y débiles. Las condiciones de laboratorio en las que se trabajó fueron presión: 756 mmHg, temperatura: 21°C y humedad relativa: 96%. En esta experiencia, primero se preparó una solución de 𝑲𝑪𝒍 0.1 M. Luego se halló la normalidad corregida del 𝑵𝒂𝑶𝑯, previamente valorada con biftalato de potasio, y se usó este para hallar la normalidad corregida del 𝑯𝑪𝒍 y 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯, para después preparar soluciones diluidas de estos 2 ácidos al 0.01 N, 0.002 N y 0.00064 N. Terminado de preparar las distintas soluciones, se procedió a medir la conductividad eléctrica de cada solución preparada, para ello se calibró el instrumento haciendo uso de la solución estándar de H17030, luego se midió la conductividad de cada solución empezando por el 𝐾𝐶𝑙, y luego los ácidos. Los valores obtenidos para la constante de ionización del 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯 fue de 2.06755 × 10−5 y para la conductividad límite del 𝑯𝑪𝒍: 𝟔𝟎𝟒. 𝟔𝟑𝟐𝟓 𝑺. 𝒄𝒎𝟐 . 𝒆𝒒−𝟏 y del 𝟐 −𝟏 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯: 𝟑𝟓𝟔. 𝟔𝟕𝟖𝟕𝑺. 𝒄𝒎 . 𝒆𝒒 , obtenidas ambas gráficamente. Comparando estos resultados con los datos teóricos dan un porcentaje de error: de 11.16%, 41.88% y 2.9% Como conclusión, se puede decir que para los electrolitos débiles (se pudo notar con él 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯), su conductividad equivalente aumenta considerablemente con la dilución. Mientras que para los electrolitos fuertes (se pudo notar con el 𝑯𝑪𝒍), su conductividad equivalente aumenta con la dilución, aunque en menor cantidad comparándolo con el de los electrolitos débiles. Como recomendación, la medición de la conductividad eléctrica, se debe hacer con mucho cuidado y observando detenidamente si en la celda hay burbujas de aire, para que puedan ser eliminadas y que no interfieran en las mediciones.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS CONDUCTIVIDAD La conductividad es la capacidad que tienen las sustancias para conducir la corriente eléctrica, esta conducción puede llevarse a cabo mediante electrones, iones en disolución o iones gaseosos. La conductividad en disoluciones se puede expresar como: CONDUCTANCIA ELÉCTRICA La conductancia eléctrica puede clasificarse según los siguientes tipos: 







Conductancia Metálica, la cual es el resultado de la movilidad de los electrones. Los conductores metálicos se debilitan a temperaturas elevadas ya que es más difícil para los electrones atravesar la estructura cristalina cuando los elementos que forman la estructura están en un movimiento térmico más activo. Conductancia Electrolítica, la cual es el producto de la movilidad de los iones. 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. Semiconductores, son los sólidos que contienen iones junto con vacíos iónicos, los cuales se mueven bajo la influencia de un campo. Los vacíos iónicos, en la estructura cristalina, se llaman huecos. Cuando se llena un hueco con un ion, se crea otro hueco en otra posición, y de este modo, el hueco se mueve y contribuye a la conductividad del sólido. Los semiconductores se vuelven mejores conductores a temperaturas más altas, en donde más cantidad de iones tienen la energía de activación necesaria para moverse a otra posición dentro de la estructura. La conductancia de los semiconductores aumenta exponencialmente con la temperatura absoluta. Conductancia eléctrica en los gases, por medio de iones gaseosos y electrones.

La resistencia R de un conductor uniforme es directamente proporcional a su longitud l e inversamente proporcional a la superficie de su sección A. CONDUCTIVAD ELÉCTRICA (L): La conductividad eléctrica se define como la inversa de la resistencia ofrecida por una solución al paso de la corriente eléctrica. Su unidad es el 𝑚ℎ𝑜, 𝑜ℎ𝑚−1 𝑜 𝑠𝑖𝑒𝑚𝑒𝑛 (𝑆). 𝐿=

1 1𝐴 = … (1) 𝑅 𝛿𝑙

1

Donde 𝛿 es la resistividad y 𝛿 es la conductividad específica 𝑘, la cual depende de la naturaleza del electrolito y su concentración, y se expresa en 𝑆. 𝑐𝑚−1 ; y 𝐴/𝑙 depende de aspectos geométricos relacionados con la celda de conductividad.

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Ordenando adecuadamente la ecuación (2) se tiene: 𝑙 𝑘 = 𝐿 ( ) … (2) 𝐴 𝑙

La relación (𝐴) se denomina constante de celda, donde: 𝑙 es distancia entre los electrodos y 𝐴 área de los mismos. CONDUCTIVIDAD EQUIVALENTE (𝚲): Es la conductividad generada por cada 𝑒𝑞 − 𝑔/𝐿 de los iones en disolución. Se expresa en 𝑆. 𝑐𝑚2 . 𝑒𝑞 −1 Λ=𝑘

1000 … (3) 𝑁

Donde N es la normalidad de la solución. El significado de la conductancia equivalente puede captarse, imaginando una celda de 1cm cuadrado y de una altura indefinida. Dos de las paredes opuestas son de metal y actúan como electrodos. Cuando se llena la celda a una altura de 1cm, el valor recíproco de la resistencia es la conductividad específica. Cuando se llena la celda con un volumen V determinado, de solución que contenga 1 equivalente-gramo de un electrolito disuelto, la solución alcanzará una altura de V centímetros en la celda, y el valor reciproco de la resistencia medida será la conductancia equivalente. CONDUCTIVIDAD EQUIVALENTE A DILUCIÓN INFINITA (𝚲∞ ): Es el valor al cual tiende la conductividad equivalente de todas las soluciones electrolíticas al aumentar la dilución. De acuerdo al valor de la conductividad, los electrolitos se pueden clasificar en: A) Fuertes: Los que poseen una conductividad eléctrica elevada y ligero aumento de ésta con la dilución. Ej.: 𝐻𝐶𝑙 B) Débiles: Los que se caracterizan por poseer conductividad eléctrica baja y gran aumento con la dilución. Ej.: 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 Si se relaciona la conductividad equivalente de un electrolito fuerte con la raíz cuadrada de la concentración,𝑒𝑞 − 𝑔/𝐿, se obtiene una línea recta que extrapolada a concentración igual a cero, da un valor exacto de la conductividad equivalente límite, cumpliéndose con la Ley de Kohlrausch: Λ = Λ ∞ − 𝑘(𝑁)1/2

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IONIZACIÓN DE LOS ELECTROLITOS DÉBILES Los electrolitos débiles no cumplen con la Ley de Kohlrausch. El proceso de disociación de un electrolito débil puede ser representado por 𝐻𝐴 ⇆ 𝐻 + + 𝐴− y eligiendo los estados de referencia adecuados, se tiene la siguiente expresión para la constante de equilibrio del proceso de disociación: 𝐾𝑖 =

𝑎𝐻+ 𝑎𝐴− … (4) 𝑎𝐻𝐴

Arrhenius sugirió que el grado de disociación de un electrolito débil, como el ácido acético, podría calcularse basándose en la conductancia ya medida del electrolito y en la conductancia equivalente a dilución infinita. Si el cambio en la conductancia de los iones a causa de la concentración, se considera despreciable y se supone que la única influencia de la dilución sobre la conductancia equivalente de un electrolito débil consiste en el aumento de la disociación de los iones. El electrolito no disociado, no tiene conductancia porque no está cargado. Si en la solución se tiene 1 equivalente de electrolito, habrá α equivalentes de cada ion. 𝛼=

Λ … (5) Λ∞

La constante de disociación para electrolitos débiles, también se puede expresar en función al grado de disociación: 𝐾𝑖 =

𝛼2𝑁 … (6) 1−𝛼

Combinando las ecuaciones (5) y (6) y reordenando los términos adecuadamente se obtiene la Ley de dilución de Ostwald: 1 1 𝑁Λ = + … (7) Λ Λ ∞ Λ ∞ 2 . 𝑘𝑖 Esta ecuación es lineal, donde 1 Λ

1 Λ∞

y Λ ∞ 2 . 𝑘𝑖 son magnitudes constantes, y el gráfico de

𝑣𝑠 𝑁 Λ, permite calcularlas.

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DETALLES EXPERIMENTALES MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales:

        

Conductímetro Erlenmeyer de 250ml Pipetas Fiolas Bureta Probeta Vasos Bagueta Papel filtro

Reactivos:

    

𝑁𝑎𝑂𝐻 ≅ 0.01𝑁 𝐻𝐶𝑙 ≅ 0.05𝑁 𝐻𝐴𝑐 ≅ 0.05𝑁 𝐾𝐶𝑙 𝑄𝑃 Fenolftaleína

 Solución estándar H17030  Biftalato de potasio

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PROCEDIMIENTO: Preparación de Soluciones a) Prepare 100 ml de KCl 0.01M b) Prepare 250 ml de soluciones de 0.01, 0.002 y 0.00064N; tanto de CH3COOH como de HCl a partir de cada una de ellas. c) Valore las soluciones de NaOH, HCl y CH3COOH proporcionadas, así como las diluciones preparadas en b), para la soda use biftalato de potasio como patrón primario.

Calibración del Aparato a) En una probeta adecuada, limpia y seca, vierta la cantidad necesaria de solución estándar H17030. b) Lave el electrodo con agua destilada y seque adecuadamente. c) Sumerja el electrodo y un termómetro en la solución y anote la temperatura. Realice movimientos rotacionales del electrodo con la finalidad de eliminar las burbujas de aire atrapadas en la celda. d) Encienda el instrumento con el control correspondiente, con la perilla de coeficiente de temperatura, ajuste el valor de la temperatura, Así mismo con la perilla respectiva ajuste el valor de la conductividad leída de las tablas del estándar, a la temperatura correspondiente. e) Regrese la solución estándar al frasco.

Lectura de la Conductividad de Soluciones a) Coloque con la probeta =30ml de la solución de KCl mida la temperatura e introduzca el electrodo limpio y seco en la solución cuidando que no queden burbujas atrapadas en 4.2 d) descarte la solución. b) Sin enjuagar la probeta, coloque una nueva porción de solución y repita el procedimiento de eliminación de burbujas. Elija un rango determinado de conductividad. Si la escala maraca solo 1 en el extremo izquierdo y ninguna lectura en el derecho, significa que el rango de conductividad debe ser mayor, en este caso se debe usar el rango más alto. c) Después de completar la lectura, apague el instrumento. Lave y seque el electrodo. d) Repita todo el procedimiento para las soluciones de HCl y HAc proporcionales, y para todas las diluciones.

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TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS Tabla N°1: Condiciones de laboratorio P(mmHg)

T(°C)

H.R.(%)

756

21

96

Tabla N°2: Datos experimentales Tabla N°2.1.: Estandarización de soluciones Tabla 2.1.1.: Valoración del 𝑁𝑎𝑂𝐻 ≅ 0.05𝑁 con Biftalato de Potasio (BHK) 𝑾𝑩𝑯𝑲

0.0537g

𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 𝒈𝒂𝒔𝒕𝒂𝒅𝒐

10.45ml

𝑷𝑭 (𝑩𝑯𝑲)

204.22g/mol

𝑵𝒄𝒐𝒓𝒓𝒆𝒈𝒊𝒅𝒂 𝑵𝒂𝑶𝑯

0.02516N

Tabla 2.1.2: Valoración del 𝐻𝐶𝑙 ≅ 0.05𝑁 con 𝑁𝑎𝑂𝐻 ≅ 0.02516𝑁 𝑽𝑯𝑪𝒍

2ml

𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 𝒈𝒂𝒔𝒕𝒂𝒅𝒐

4.75ml

𝑵𝒄𝒐𝒓𝒓𝒆𝒈𝒊𝒅𝒂 𝑯𝑪𝒍

0.05975N

Tabla 2.1.3: Valoración del 𝐻𝐴𝑐 ≅ 0.05𝑁 con 𝑁𝑎𝑂𝐻 ≅ 0.02516𝑁 𝑽𝑯𝑨𝒄

2ml

𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 𝒈𝒂𝒔𝒕𝒂𝒅𝒐

3.9ml

𝑵𝒄𝒐𝒓𝒓𝒆𝒈𝒊𝒅𝒂 𝑯𝑨𝒄

0.0491N

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Tabla 2.1.3: Valoración de las soluciones preparadas NTEORICO

HCL

HAC

ALICUOTA Vgastado(NaOH)

Ncorregida

0.01

10ml

3.88ml

0.009762N

0.002

20ml

1.48ml

0.001862N

0.00064

50ml

1.2ml

0.0006038N

0.01

10ml

3.9ml

0.0098N

0.002

20ml

1.75ml

0.00220N

0.00064

50ml

1.5ml

0.000755N

Tabla N°2.2: Medidas de las conductividades de las soluciones SOLUCIONES

N(0.01)

N(0.002)

N(0.00064)

𝑯𝑪𝒍

4.92 𝑚𝑆

1.062 𝑚𝑆

0.359 𝑚𝑆

𝑯𝑨𝒄

161.6 𝜇𝑆

76.0𝜇𝑆

41.5 𝜇𝑆

𝑲𝑪𝒍

1.277𝑚𝑆

-

-

Tabla N°3: Datos teóricos Tabla N°3.1.: Datos de las constantes de ionización y de conductividad específica 𝒌 (𝑨 𝟐𝟑°𝑪)

𝑲𝑪𝒍

12.38 × 10−3 𝑆/𝑐𝑚 𝑯𝑨𝒄

𝑲𝒊

𝚲∞

1.86 × 10−5

367.27 𝑆. 𝑐𝑚2 . 𝑒𝑞 −1

𝑯𝑪𝒍

𝚲∞ 426.16. 𝑐𝑚2 . 𝑒𝑞−1

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Tabla N°4: Resultados y porcentajes de error Tabla N°4.1: Conductividades específicas Tabla 4.1.1: Conductividades específicas obtenidas para el 𝐻𝐶𝑙 𝑵𝑯𝑪𝒍

𝑪𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 𝒅𝒆 𝒄𝒆𝒍𝒅𝒂 (𝒄𝒎−𝟏 )

𝒌(𝑺/𝒄𝒎)

0.01N

0.96946

4769.742 × 10−6

0.002N

0.96946

1029. .566 × 10−6

0.00064N

0.96946

348.036 × 10−6

Tabla 4.1.2: Conductividades específicas obtenidas para el 𝐻𝐴𝑐 𝑵𝑯𝑨𝒄

𝑪𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 𝒅𝒆 𝒄𝒆𝒍𝒅𝒂 (𝒄𝒎−𝟏 )

𝒌(𝑺/𝒄𝒎)

0.01N

0.96946

156.665 × 10−6

0.002N

0.96946

73.679 × 10−6

0.00064N

0.96946

40.233 × 10−6

Tabla N°4.2: Conductividades equivalentes obtenidas

Tabla 4.2.1.: Conductividades equivalentes obtenidas para el 𝐻𝐶𝑙 𝑵𝑯𝑪𝒍

𝒌𝑯𝑪𝒍 (𝑺/𝒄𝒎)

𝚲𝑯𝑪𝒍 (𝑺. 𝒄𝒎𝟐 . 𝒆𝒒−𝟏 )

(𝑵𝑯𝑪𝒍 )𝟏/𝟐

0.009762N

4769.742 × 10−6

488.603

0.0988

0.001862N

1029.566 × 10−6

552.936

0.04315

0.0006038N

348.036 × 10−4

576.409

0.02457

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Tabla 4.2.2: Conductividades equivalentes obtenidas para el 𝐻𝐴𝑐 𝑵𝑯𝑨𝒄

𝒌𝑯𝑨𝒄 (𝑺/𝒄𝒎)

𝚲𝑯𝑨𝒄 (𝑺. 𝒄𝒎𝟐 . 𝒆𝒒−𝟏 )

(𝑵𝑯𝑨𝒄 )𝟏/𝟐

0.00981N

156.665 × 10−6

15.966

0.9906

0.00220N

73.679 × 10−6

33.4676

0.04692

0.000755N

40.233 × 10−6

53.2882

0.02748

Tabla N°4.3.: Conductividades Equivalentes al Límite para el 𝐻𝐴𝑐 y los grados de disociación

𝚲𝑯𝑨𝒄 (𝑺. 𝒄𝒎𝟐 . 𝒆𝒒−𝟏 ) 𝚲∞ (𝑺. 𝒄𝒎𝟐 . 𝒆𝒒−𝟏 )

𝑵𝑯𝑨𝒄

𝛂𝑯𝑨𝒄

0.00981N

15.966

356.68

0.0448

0.00220N

33.4676

356.68

0.0938

0.000755N

53.2882

356.68

0.1494

Tabla N°4.4.: Grados de disociación y las Constantes De Ionización 𝑵𝑯𝑨𝒄

𝛂𝑯𝑨𝒄

𝑲𝒊

%𝒆𝒓𝒓𝒐𝒓

0.00981N

0.0448

1.988× 10−5

6.9%

0.00220N

0.0938

1.94 × 10−5

4.3%

0.000755N

0.1494

1.686 × 10−5

9.4%

Tabla N°4.5: Conductividad Equivalente al Límite para el 𝐻𝐶𝑙 y el 𝐻𝐴𝑐 𝚲∞ (𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍) 𝑯𝑪𝒍 𝑯𝑨𝒄

𝚲∞ (𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐)

604.6325(𝑆. 𝑐𝑚2 . 𝑒𝑞 −1 ) 426.16(𝑆. 𝑐𝑚2 . 𝑒𝑞 −1 ) 356.68(𝑆. 𝑐𝑚2 . 𝑒𝑞 −1 )

367.27(𝑆. 𝑐𝑚2 . 𝑒𝑞 −1 )

11

%𝒆𝒓𝒓𝒐𝒓 41.88% 2.9%

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Tabla N°5: Datos para gráficas Tabla N°5.1: Gráfica N°1 𝚲 𝐯𝐬 √𝑵 (𝑷𝒂𝒓𝒂 𝒆𝒍 𝑯𝑪𝒍) 𝚲 (𝑬𝑱𝑬 𝒀)

√𝑵 (𝑬𝑱𝑬 𝑿)

488.6029

0.098803

552.9356

0.043151

576.4094

0.024572

Tabla N°5.2: Gráfica N°2 𝚲 𝐯𝐬 √𝑵 (𝑷𝒂𝒓𝒂 𝒆𝒍 𝑯𝑨𝒄) 𝚲 (𝑬𝑱𝑬 𝒀)

√𝑵 (𝑬𝑱𝑬 𝑿)

15.966

0.09906

33.468

0.04920

53.288

0.02748

Tabla N°5.3: Gráfica N°3 𝟏 𝐯𝐬 √𝑵 𝚲 (𝑷𝒂𝒓𝒂 𝒆𝒍 𝑯𝑨𝒄) 𝚲 𝟏/𝚲 (𝑬𝑱𝑬 𝒀)

𝑵 𝚲 (𝑬𝑱𝑬 𝑿)

0.062633

0.156665

0.0298796

0.073679

0.018766

0.040233

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EJEMPLO DE CÁLCULOS 1. Obtenga la constante de celda a partir de la medición de la conductividad del KCl. 𝒍 𝒌 = 𝑳( ) … … (𝟏) 𝑨 Sabemos:  k KCl a 0.1N, 23°C=0.01238 S/cm  L KCl a 0.1N, 23°C=0.01277 S Reemplazando en (1) y despejando la constante de celda (l/A) tenemos: 𝑺 𝒍 𝒌 𝟎. 𝟎𝟏𝟐𝟑𝟖 𝒄𝒎 = = = 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 𝑨 𝑳 𝟎. 𝟎𝟏𝟐𝟕𝟕 𝑺 2. Determine las concentraciones exactas de las soluciones y diluciones. 

Valoración de NaOH≈0.05N Tenemos: WBHK=0.0537g Vg NaOH=10.45mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑩𝑯𝑲 𝑾 𝑵𝑽 = 𝑷𝒆𝒒 𝑵𝒄𝑵𝒂𝑶𝑯 =



𝟎. 𝟎𝟓𝟑𝟕𝒈 = 𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 𝟐𝟎𝟒. 𝟐𝟐 𝒆𝒒/𝒈 ∗ 𝟎. 𝟎𝟏𝟎𝟒𝟓 𝑳

Valoración de HCl≈0.05N Tenemos: Vg NaOH=4.75 mL VHCl=2 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑪𝒍 = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽

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𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 =



𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔 𝑵 ∗ 𝟒. 𝟕𝟓𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟓𝟗𝟕𝟓𝑵 𝟐𝒎𝑳

Valoración del CH3COOH≈0.05N Tenemos: Vg NaOH=3.9 mL VHAc. =2 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑨𝒄. = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽 𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 =



𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 ∗ 𝟑. 𝟗𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟒𝟗𝟎𝟔𝑵 𝟐𝒎𝑳

Valoración del HCl con NaOH a. HCl 0.01N Tenemos: Vg NaOH=3.88 mL VHCl =10 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑪𝒍 = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽 𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 =

𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 ∗ 𝟑. 𝟖𝟖𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟗𝟕𝟔𝟐𝑵 𝟏𝟎𝒎𝑳

b. HCl 0.002N Tenemos: Vg NaOH=1.48 mL VHCl =20 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑪𝒍 = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽 𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 =

𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 ∗ 𝟏. 𝟒𝟖𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟏𝟖𝟔𝟐𝑵 𝟐𝟎𝒎𝑳

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c. HCl 0.00064N Tenemos: Vg NaOH=1.2 mL VHCl =50 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑪𝒍 = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽 𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 = 

𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 ∗ 𝟏. 𝟐𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟎𝟔𝟎𝟑𝟖𝑵 𝟓𝟎𝒎𝑳

Valoración del CH3COOH con NaOH a. CH3COOH 0.01N Tenemos: Vg NaOH=3.9 mL VHAc. =10 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑨𝒄. = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽 𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 =

𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 ∗ 𝟑. 𝟗𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟗𝟖𝟏𝑵 𝟏𝟎𝒎𝑳

b. CH3COOH 0.002N Tenemos: Vg NaOH=1.75 mL VHAc. =20 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑨𝒄. = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽 𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 =

𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 ∗ 𝟏. 𝟕𝟓𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟐𝟐𝟎𝑵 𝟐𝟎𝒎𝑳

c. CH3COOH 0.00064N Tenemos: 15

CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLITICAS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA II

Vg NaOH=1.5 mL VHAc. =50 mL Sabemos: #𝒆𝒒 − 𝒈𝑯𝑨𝒄. = #𝒆𝒒 − 𝒈𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝑽 = 𝑵𝑽 𝑵𝒄𝑯𝑪𝒍 =



𝟎. 𝟎𝟐𝟓𝟏𝟔𝑵 ∗ 𝟏. 𝟓𝒎𝑳 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟎𝟕𝟓𝟓𝑵 𝟓𝟎𝒎𝑳

Preparación del KCl≈0.1N Tenemos: WKCl=0.7433g VKCl=100mL Sabemos: 𝑾 𝑷𝑴 𝑵=𝑴= 𝑽 𝑵𝒄𝑵𝒂𝑶𝑯 =

𝟎. 𝟕𝟒𝟑𝟑𝒈 = 𝟎. 𝟎𝟗𝟗𝟕𝟕𝑵 𝟕𝟒. 𝟓 𝒈/𝒎𝒐𝒍 ∗ 𝟎. 𝟏 𝑳

3. Calcule para cada una de las soluciones su conductividad especifica (k) y su conductividad equivalente (Λ). 𝒍 𝒌 = 𝑳( ) … … (𝟏) 𝑨 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝚲=𝐤 … … (𝟐) 𝐍𝐜 𝒍 = 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 … … (𝟑) 𝑨 

Para las soluciones de HCl: a. HCl 0.01N Tenemos: Nc=0.009762 N L 27.2°C= 0.00492 S

16

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Determinación de la conductividad especifica (k) En (1): 𝒌 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟒𝟗𝟐 𝑺 ∗ 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 = 𝟒𝟕𝟔𝟗. 𝟕𝟒𝟐𝝁𝑺/𝒄𝒎

Determinación de la conductividad equivalente (Λ) En (2): 𝜦 = (𝟒𝟕𝟔𝟗.

𝟕𝟒𝟐𝝁𝑺 𝟏𝟎𝟎𝟎 ) = 𝟒𝟖𝟖. 𝟔𝟎𝟑 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒 𝒄𝒎 𝟎. 𝟎𝟎𝟗𝟕𝟔𝟐 𝑵

b. HCl 0.002N Tenemos: Nc=0.001862 N L 28°C= 0.001062 S Determinación de la conductividad especifica (k) En (1): 𝒌 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟏𝟎𝟔𝟐 𝑺 ∗ 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 = 𝟏𝟎𝟐𝟗. 𝟓𝟔𝟔𝝁𝑺/𝒄𝒎 Determinación de la conductividad equivalente (Λ) En (2): 𝟏𝟎𝟐𝟗. 𝟓𝟔𝟔𝝁𝑺 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝜦=( ) = 𝟓𝟓𝟐. 𝟗𝟑𝟔 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒 𝒄𝒎 𝟎. 𝟎𝟎𝟏𝟖𝟔𝟐 𝑵 c. HCl 0.00064N Tenemos: Nc=0.0006038 N L 26.8°C= 0.000359 S Determinación de la conductividad especifica (k) En (1): 𝒌 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟎𝟑𝟓𝟗 𝑺 ∗ 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 = 𝟑𝟒𝟖. 𝟎𝟑𝟔𝝁𝑺/𝒄𝒎 Determinación de la conductividad equivalente (Λ) En (2): 𝟑𝟒𝟖. 𝟎𝟑𝟔𝝁𝑺 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝜦=( ) = 𝟓𝟕𝟔. 𝟒𝟎𝟗 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒 𝒄𝒎 𝟎. 𝟎𝟎𝟎𝟔𝟎𝟑𝟖 𝑵

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

Para las soluciones de CH3COOH: a. CH3COOH 0.01N Tenemos: Nc=0.0098124 N L 25.4°C= 161.6 μS

Determinación de la conductividad especifica (k) En (1): 𝒌 = 𝟏𝟔𝟏. 𝟔 𝝁𝑺 ∗ 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 = 𝟏𝟓𝟔. 𝟔𝟔𝟓𝝁𝑺/𝒄𝒎 Determinación de la conductividad equivalente (Λ) En (2): 𝟏𝟓𝟔. 𝟔𝟔𝟓𝝁𝑺 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝜦=( ) = 𝟏𝟓. 𝟗𝟔𝟔 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒 𝒄𝒎 𝟎. 𝟎𝟎𝟗𝟖𝟏𝟐𝟒 𝑵 b. CH3COOH 0.002N Tenemos: Nc=0.0022015 N L 26.5°C= 76 𝝁S Determinación de la conductividad especifica (k) En (1): 𝒌 = 𝟕𝟔 𝝁𝑺 ∗ 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 = 𝟕𝟑. 𝟔𝟕𝟗𝝁𝑺/𝒄𝒎 Determinación de la conductividad equivalente (Λ) En (2): 𝟕𝟑. 𝟔𝟕𝟗𝝁𝑺 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝜦=( ) = 𝟑𝟑. 𝟒𝟔𝟕𝟔 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒 𝒄𝒎 𝟎. 𝟎𝟎𝟐𝟐𝟎𝟏𝟓 𝑵 c. CH3COOH 0.00064N Tenemos: Nc=0.000755 N L 25.7°C= 41.5 𝝁S Determinación de la conductividad especifica (k) En (1): 𝒌 = 𝟒𝟏. 𝟓 𝝁𝑺 ∗ 𝟎. 𝟗𝟔𝟗𝟒𝟔 𝒄𝒎−𝟏 = 𝟒𝟎. 𝟐𝟑𝟑𝝁𝑺/𝒄𝒎

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Determinación de la conductividad equivalente (Λ) En (2): 𝟒𝟎. 𝟐𝟑𝟑𝝁𝑺 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝜦=( ) = 𝟓𝟑. 𝟐𝟖𝟖 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒 𝒄𝒎 𝟎. 𝟎𝟎𝟎𝟕𝟓𝟓 𝑵 4. Grafique A vs √N para el HAc. Y para el HCl. Ver en apéndice. 5. Calcule la conductividad limite y la constante de ionización del HAc. Y la conductividad limite para el HCl, de los gráficos adecuados. 𝚲 = 𝚲∞ − 𝒃√𝑵𝒄 … (𝑳𝒆𝒚 𝒅𝒆 𝑲𝒐𝒍𝒉𝒓𝒂𝒖𝒔𝒄𝒉) 𝟏 𝟏 𝚲 ∗ 𝑵𝒄 = + … (𝑳𝒆𝒚 𝒅𝒆 𝒅𝒊𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 𝒅𝒆 𝑶𝒔𝒕𝒘𝒂𝒍𝒅) 𝚲 𝚲∞ 𝑲𝒊 ∗ 𝚲𝟐∞ a. CH3COOH: se comparó la ecuación de la gráfica 1/Λ vs Λ*Nc con la ecuación de la ley de dilución de Ostwald (Ec. 2): 𝒚 = 𝟎. 𝟑𝟖𝟎𝟏𝟖𝟎𝟐𝟔𝒙 + 𝟎. 𝟎𝟎𝟐𝟖𝟎𝟑𝟔𝟒𝟒 Donde:  Conductividad límite: 𝟏 = 𝟎. 𝟎𝟎𝟐𝟖𝟎𝟑𝟔𝟒𝟒 → 𝜦∞ = 𝟑𝟓𝟔. 𝟔𝟕𝟖𝟕 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒 𝜦∞  Constante de ionización: 𝟏 = 𝟎. 𝟑𝟖𝟎𝟏𝟖𝟎𝟐𝟔 𝑲𝒊 ∗ 𝜦𝟐∞ 𝒊 Despejando Ki: 𝑲𝒊 = 𝟐. 𝟎𝟔𝟕𝟓𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟓 Otra forma de determinar el ki 𝚲

𝟏𝟓.𝟗𝟔𝟔

𝜶 = 𝚲 , para el 𝑯𝑨𝒄 𝟎. 𝟎𝟎𝟗𝟖𝟏𝑵 𝜶 = 𝟑𝟓𝟔.𝟔𝟖 = 𝟎. 𝟎𝟒𝟒𝟖 ∞

𝜶𝟐 𝑵

Luego 𝑲𝒊 = 𝟏−𝜶 =

𝟎.𝟎𝟒𝟒𝟖𝟐 ×𝟎.𝟎𝟎𝟗𝟖𝟏 𝟏−𝟎.𝟎𝟒𝟒𝟖

= 𝟏. 𝟗𝟖𝟖 × 𝟏𝟎−𝟓, así para las demás concentraciones.

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b. HCl: se comparó la ecuación de la gráfica Λ vs √Nc con la ecuación de la ley de Kolhrausch (Ec. 1): 𝒚 = 𝟔𝟎𝟒. 𝟔𝟑𝟐𝟒𝟗 − 𝟏𝟏𝟕𝟔. 𝟔𝟖𝟗𝟒𝟒𝟖𝒙 Donde:  Conductividad límite: 𝜦∞ = 𝟔𝟎𝟒. 𝟔𝟑𝟐𝟓 𝑺𝒄𝒎𝟐 /𝒆𝒒

6. Compare sus resultados experimentales con los datos teórico, para la constante de ionización del HAc. Y para A∞ del HCl. 

% error de la constante de ionización para el ácido acético: %𝑬 (𝑲𝒊) =

%𝑬 (𝑲𝒊) =



|𝑲𝒊𝒕𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐 − 𝒌𝒊𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 | ∗ 𝟏𝟎𝟎 𝑲𝒊𝑻𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐

|𝟏. 𝟖𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟓 − 𝟐. 𝟎𝟔𝟕𝟓𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟓 | ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟏. 𝟏𝟔% 𝟏. 𝟖𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟓

% error de la conductividad límite HCl: %𝑬 (𝜦∞ ) =

|𝜦∞ 𝒕𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐 − 𝜦∞ 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 |

%𝑬 (𝜦∞ ) =

𝜦∞ 𝑻𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐

∗ 𝟏𝟎𝟎

|𝟒𝟐𝟔. 𝟏𝟔 − 𝟔𝟎𝟒. 𝟔𝟑𝟐𝟓| = 𝟒𝟏. 𝟖𝟖% 𝟒𝟐𝟔. 𝟏𝟔

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ANÁLISIS Y DISCUSIONES DE RESULTADOS  Se valoro las soluciones diluidas de ácido clorhídrico y ácido acético, posteriormente, se procedió a calcular las concentraciones corregidas para cada una de las muestras. Las valoraciones se realizó con mucha precisión por ello la concentraciones corregidas fueron las más cercanas posibles.

 Por la ley de disolución de Ostwald, se realizó la gráfica 1/Λ vs Λ*Nc la cual se observó una recta con pendiente positiva como se esperaba, teniendo un R2 igual a 0.9987 indicando su linealidad. De partir de la ecuación de dicha recta, se obtuvo la constante de ionización para el ácido débil, en este caso, el ácido acético. Se comparó con la constante de ionización teórica de dicho acido a la temperatura de 25 °C, teniendo un error de 11.16%. Este error se debe a que se registró la conductividad eléctrica a temperaturas cercanas a 26 °C.

 Por la ley de Kohlrausch se realizó la gráfica Λ vs √Nc resultando esta una recta con pendiente negativa tal como estaba previsto, teniendo un R2 igual a 0.9996 indicando su linealidad. Por medio de la ecuación de la recta se obtuvo la conductividad límite del ácido clorhídrico, la cual se comparó con el teórico a 25°C obteniendo un error de 41.88%. al igual que el ácido acético, la lectura del conductímetro fue cuando la solución tenía una temperatura de 27 a 28 °C provocando dicho error.

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RECOMENDACIONES  

 

Al momento de medir la conductividad eléctrica en el conductímetro verificar que las disoluciones estén a la misma temperatura para evitar errores en los cálculos. La medición de la conductividad eléctrica, se debe hacer con mucho cuidado y observando detenidamente si en la celda hay burbujas de aire ya que la conductividad del aire afecta la medición que se desea hacer. Se debe verificar que las concentraciones corregidas sean las más cercanas posibles a los valores deseados. Si no es así volver a valorar o preparar las disoluciones. No olvidar que antes de cada medición en el conductímetro, agregar en la probeta, que actuara como celda electrolítica, la solución de KCl 0.1N

CONCLUSIONES 





En los electrolitos débiles, la conductividad equivalente aumenta considerablemente con la dilución debido a que el soluto se disocia cada vez más a mayor dilución, dando un aumento considerable en el número total de iones, que son los transportadores de la corriente. En los electrolitos fuertes, la conductividad equivalente experimenta un leve aumento con la dilución debido a que los iones se mueven más rápido cuando están más separados y no son retenidos por iones de carga opuesta. El número total de iones que transporta la corriente sigue siendo prácticamente el mismo. La conductividad equivalente límite de un electrolito fuerte puede ser hallada en una

N , en la cual se puede observar una línea que resulta aproximadamente gráfica Λ vs una recta, la cual extrapolando a concentración cero da un valor exacto de la conductividad equivalente límite del electrolito.   

Los electrolitos débiles en su gráfica Λ vs N , dan curvas bruscas, por lo cual no pueden ser extrapoladas para una dilución infinita. En el estado de dilución infinita, cada ion se mueve libremente sin importar la presencia de los otros y todos los iones conducen la corriente eléctrica. La conductividad equivalente y la conductividad equivalente límite de un electrolito son directamente proporcional a la temperatura y a la concentración de la solución.

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APÉNDICE CUESTIONARIO 1. Explique sobre cada uno de los factores que influyen en la conductancia de una solución. Variación de la conductividad con la concentración.- Tanto la conductividad especifica como la equivalente de una solución varían con la concentración. Para electrolitos fuertes con concentraciones de hasta varios equivalentes por litro, K aumenta al incrementarse la concentración. En contraste, las conductividades de electrolitos débiles comienzan en valores bajos en soluciones diluidas y crecen mucho más gradualmente. Así el aumento de la conductividad con la concentración se debe al incremento en el número de iones por volumen de solución. La conductividad de una solución varia ligeramente con la presión: debiéndose al efecto principalmente a la variación de la viscosidad del medio y por consiguiente la alteración de la velocidad. Por tanto, en la conductividad de los iones la viscosidad de una diluida solución disminuye gradualmente con un aumento de presión, ello va acompañado por un aumento en la conductividad equivalente. La conductividad con la temperatura de solución aumenta marcadamente con el aumento de temperatura, este aumento se debe principalmente a la disminución de la viscosidad del medio. La variación de la conductividad límite con temperatura se puede representar por:  (T) =  25 ºC (1 +  (T – 25)) 2. Explique la influencia del movimiento de iones de una disolución sobre la conductividad. La influencia del movimiento de iones de una solución sobre la conductividad es que cuando la separación promedio de iones es grande, como en soluciones muy diluidas, su movimiento está determinado (además de los impactos de las moléculas de disolvente) por el campo eléctrico aplicado, y su movimiento neto consiste en un desplazamiento uniforme hacia uno u otro de los electrodos. La evidencia más directa de la existencia de iones en solución es constatar el hecho de que la solución puede conducir una corriente eléctrica. Esto se explica por el movimiento de iones con carga positiva (cationes) hacia los electrodos con carga negativa, y por iones con carga negativa (aniones) hacia los electrodos positivos.

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Es por eso que la forma más simple de estudiar el movimiento de iones en solución es a través de su conductividad, su capacidad para conducir electricidad. Por ejemplo las anormales grandes velocidades de los iones H3O+ y OH- se manifiestan sólo en soluciones acuosas, resaltándose el hecho que son iones del propio disolvente. Cada ión H3O+ formado intercambia su protón al azar con una de las moléculas de agua que lo rodean. Sin embargo, al crearse una diferencia de potencial surge además un movimiento dirigido: una buena parte de los protones empiezan a moverse por las líneas de fuerza del campo, hacia el cátodo, transportando electricidad. Gracias al salto de los protones, aumenta mucho la conductividad eléctrica de la solución, ya que no tienen que recorrer todo el camino hacia el cátodo, sino sólo la distancia entre una y otra molécula de agua. Es un tipo de conductividad de relevo. Análogamente se explica la alta movilidad de los iones hidroxilos, con la diferencia que en este caso el salto es de una molécula de agua al ión OH-, lo que determina un desplazamiento aparente de los iones OH- hacia el ánodo. Pero, la velocidad del ión H3O+ es mayor porque el número de saltos de los protones es más grande, debido a que el estado energético del hidrógeno en la molécula de agua corresponde a un mínimo más pronunciado de la energía potencial.

3. Explique qué tipo de corriente ( c.a. ó c.c.) se utiliza en la determinación de la conductancia. La conductividad de las soluciones se mide con un puente de corriente alterna (ca). Con frecuencias de ca en el intervalo de audición, de 1000 a 4000 Hz, la dirección de la corriente cambia con tanta rapidez que se elimina la acumulación de la carga en los electrodos (polarización). El punto de equilibrio (balance) del puente se indica en el osciloscopio de rayos catódicos. Tan pronto se contó con datos confiables sobre la conductividad, fue evidente que las soluciones de electrólitos siguen la ley de Ohm. La conductividad es independiente de la diferencia de potencial. Toda teoría de la conductividad habrá de explicar este hecho: el electrólito siempre está listo para conducir electricidad, y esa capacidad no es algo producido por el campo eléctrico aplicado. Desde este punto de vista, no era aceptable la ingeniosa teoría que Grotthus propuso en 1805. Supuso que las moléculas del electrólito eran polares, con extremos positivos y negativos. Un campo aplicado las alinea en una cadena y luego hace que las moléculas situadas al final de ella se disocien, liberándose en los electrodos los iones libres que se han formado.

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No obstante, sus limitaciones, la teoría de Grotthus sirvió para subrayar la necesidad de tener iones libres en las soluciones y poder así explicar la conductividad observada. Tenemos los siguientes conductores: Conductores electrónicos (metales sólidos o fundidos y ciertas sales) : hay una emigración directa de electrones a través del conductor y bajo una influencia de potencial. Conductores electrolíticos: incluyen soluciones de electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas y algunas sales sólidas como NaCl y AgNO3, hay una migración iónica positiva y negativa hacia los electrodos, no solo hay transferencia de electricidad sino de materia de una parte u otra del conductor y cambios químicos en los electrodos, característicos de la sustancia que compone el conductor y el electrodo.

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BIBLIOGRAFÍA o Gilbert Castellan. Fisicoquímica, 1º Edición. Editorial Fondo Educativo Interamericano, o Marón S., Lando, ’Fundamentos de Fisicoquímica’’, 1era Edición, Editorial Limusa, México, 1978. o Pons Muzzo. Fisicoquímica, 2º Edición. Editorial Universo S.A.

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