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• Nachoo Diaz

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FISICOQUIMICA PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 4 INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA CONDUCTIVIDAD DE ELECTROLITOS DÉBILES Y FUERTES

Objeto de la experiencia Estudiar la influencia de la concentración en conductividad de soluciones de electrolitos débiles y fuertes. Determinar la constante de disociación de un ácido débil. Principios teóricos Conductividad molar es la conductividad de un volumen de solución que contiene un mol de soluto entre electrodos paralelos separados 1 cm. Se calcula a partir de la conductividad específica así: Λ = 1000 k / c (1) c = concentración (moles/litro) k = conductividad específica (S.cm-1) Λ = conductividad molar (S.cm2.mol-1) La conductividad específica puede ser determinada directamente utilizando el conductímetro. La conductividad molar de los electrolitos aumenta con la dilución. Para los electrolitos fuertes que están totalmente ionizados a cualquier concentración, Λ varía con el cambio en la magnitud de las fuerzas de atracción interiónicas con la concentración y a dilución infinita tiende a un valor máximo. Cuantificando los efectos de la atracción interiónica sobre las movilidades, Kohlrausch demostró que para electrolitos fuertes en soluciones diluidas vale: Λ = Λo - k  c

(2)

Aprovechando la forma lineal de esta relación se puede obtener experimentalmente la conductividad molar a dilución infinita para electrolitos fuertes a partir de medidas de conductividad a varias concentraciones y extrapolando a dilución infinita. Para electrolitos débiles Λ varía con la concentración notablemente. No se cumple la relación (2) y por lo tanto no se puede obtener Lo por extrapolación. Las conductividades molares a dilución infinita de los electrolitos débiles se obtienen por aplicación de la ley de Kohlrausch de la migración independiente de los iones, que establece que, a dilución infinita, donde la asociación de todos los electrolitos es completa y en donde desaparecen todos los efectos interiónicos, cada ion migra en forma independiente de su coion, y contribuye a la conductividad total molar en una cantidad que depende sólo de su propia naturaleza y es independiente del ion con el cual se encuentra asociado. Entonces el valor de Λo de un electrolito débil deberá ser la suma de las conductividades molares de los iones que lo componen, siempre que el solvente y la temperatura sean iguales. Λo = o+ + o(3) Experimentalmente se puede obtener por suma y sustracción de los valores adecuados de Λo de electrolitos fuertes determinados como dijimos anteriormente.

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FISICOQUIMICA PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 4 Así, si adicionamos el valor de Λo del ácido clorhídrico con el del acetato de sodio y restamos el del cloruro de sodio, el resultado nos da el del ácido acético: Λo, AcH = Λo, NaAc + Λo,HCl - Λo,NaCl = o,Na+ + oAc- +o,H+ + o,Cl- - o,Na+ + o,Cl-

(4)

La gran variación de Λ con la concentración para electrolitos débiles se debe al cambio del grado de ionización a con la concentración. Como en estos casos la concentración iónica es baja se pueden despreciar los efectos de atracción iónica y obtener la expresión aproximada:  = Λ / Λo

(5)

Conociendo Λ y Λo se puede obtener el grado de disociación a cada concentración y hallar la constante de ionización Ka. HAc  H+ + AcKa = aH+ aAc- / aHAc = cH+ cAc- / cHAc . H+ Ac- / HAc = Kc . K

(6)

donde Kc = c.2 / 1-

(7)

En soluciones diluidas K → 1 y por lo tanto Ka  Kc. En soluciones concentradas se debe introducir una corrección para K c para la desviación de coeficientes de actividad respecto a la unidad. Una de las aproximaciones que da buenos resultados a bajas concentraciones es suponer que el factor K es función de la raíz cuadrada de la fuerza iónica I, según la ley limite de Debye Huckel. log  = A.z+ .z-  I = - 0.5091 I

(8)

Para el electrolito HAc: Ka = Kc.( )2 / HAc log Ka = log Kc + 2 log 

Si HAc → 1

y

 → c.

(9)

Reemplazando (8) en (9) nos queda: log Ka = log Kc – 1.018 .c

(10)

Determinando log Kc para distintas concentraciones y graficando log Kc vs .c y luego extrapolando a dilución infinita, obtenemos un valor aproximado de K a.

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FISICOQUIMICA PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 4 Materiales Conductímetro matraces de 100 ml matraces de 250 pipeta de 25 ml vasos de precipitados de 100 y 250 ml Reactivos Solución Solución Solución Solución

HCl 0.02 M HAc 0.05 M ClNa 0.02 M AcNa 0.02 M

Procedimiento 1. Lavar y llenar la celda con el agua con la cual se preparan las soluciones. Medir su conductividad especifica. 2. Preparar las soluciones madre, siguiendo técnica analítica rigurosa. 3. Preparar diluciones a partir de las soluciones madre en las siguientes proporciones: 1/4, 1/16 y 1/64. 4. Medir la conductividad especifica de todas las soluciones. Cálculos El conductímetro usado da directamente la conductividad específica del electrolito a 20° C. Hallar con los valores determinados experimentalmente la conductividad molar de todas las soluciones estudiadas y presentar tabulados los resultados. Graficar Λ vs c para HCl, NaAc y NaCl, extrapolar a concentración cero para obtener Λo. Graficar Λ para el ácido acético. Obtener Λo para el ácido acético utilizando la ecuación (4) y calcular para cada dilución  y Kc. Llevar a un gráfico log Kc vs c y si es posible extrapolar a cero para calcular Ka.

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