CONDUCTIVIDAD ELECTRICA

RESUMEN

La presente experiencia tiene como objetivo la determinación de la conductividad de soluciones acuosas de electrolitos fuertes y corregidos.

Las condiciones en las que se trabajo en el laboratorio fueron; una presión de 756 mmHg, temperatura de 21ºC y una humedad relativa de 96%.

Se preparo 100 ml de solución de KCI (0,01 N aprox), luego preparamos 250 mL de una solución de HCI = 0.05 N y 250 mL de una solución de CH3COOH = 0,05.

Luego de estas dos soluciones preparadas respectivamente, se preparon diferentes soluciones de cada acido (0.01 N, 0.002 N, 0.00064 N). Luego de la preparaci0n de las diferentes diluciones del electrolito fuerte y débil, estos se valoraron con NaOH = 0.01 N, previamente corregida con BFK. Luego se procedió a calibrar el conductimetro con una solución estándar H17030 a 23ºC y se procede a medir la conductividad eléctrica (L) del KCI 0.01 N, la cual fue 1280 x 10-6S, luego se calcula la conductividad de las demás soluciones preparadas, tanto para el HCI y para el CH3COOH.

Luego a partir de la constante de celda que fue de 1.0808 cm-1 y las conductividades eléctricas halladas anteriormente, se proceden a hallar la conductividades especificas (K), las conductividades equivalentes (^ ) y los grados de disociación (a) para todas las soluciones y el Ki solamente para el CH3COOH.

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INTRODUCCION

La conductividad de las soluciones desempeña un importante papel en las aplicaciones industriales de la electrolisis, ya que el consumo de energía eléctrica en la electrolisis depende en gran medida de ella. Las determinaciones de la conductividad se usan ampliamente en los estudios de laboratorios.

El método conductimetrico puede usarse para determinar las solubilidades de electrolitos 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 electrolitos escasamente solubles pueden ser consideradas como infinitamente diluidas. Midiendo la conductividad especifica de semejante solución y calculando la conductividad equivalente según ella, se halla la concentración de electrolito, es decir, sus solubilidad.

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PRINCIPIOS TEORICOS

CONDUCTIVIDAD ELECTRICA DE LAS SOLUCIONES

Igual que los conductores metálicos, las soluciones siguen la ley de Ohm que establece que la intensidad de la corriente directamente proporcional a la fuerza electromotriz є aplicada e inversamente proporcional a la resistencia R ofrecida por la solución.

I = є amperio = voltio R ohmio

Reemplazando en la ecuación anterior, 1/R =L, que es la conductividad eléctrica de la solución, la Ley de Ohm también se expresa en la forma siguiente;

I = єL

La resistencia de un conductor depende en forma directamente proporcional de la longitud I en cm del conductor e inversamente del área A en cm2 de sus sección transversal. De aquí,

R= p _I__ A

Donde p es la resistencia especifica, una constante para un determinado conductor que depende de su naturaleza, y que se define como la resistencia en ohmios de una columna de solución de 1 cm de longitud y 1 cm2 de sección.

La conductividad especifica que se designa por la letra griega Kappa, es la inversa de la resistencia especifica, K = 1/p, y se expresa en ohmios recíprocos, ósea ohmios-1 ., que se llama también mho. De tal manera que la ecuación anterior se podría expresar como;

R= _I__ kA

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Invirtiendo la ecuación anterior y teniendo en cuenta que 1/R = L, la conductividad eléctrica de una solución será igual a:

L = k A L

La conductividad especifica K es la conductividad eléctrica de 1 cm3 de solución electrolítica.

La conductividad equivalente se designa por la letra griega lambda mayúscula.. y es igual al producto de la conductividad específica k por el número de cm3 que contienen un equivalente gramo del cuerpo disuelto, es decir por 1000/N, donde N es la normalidad de la solución o numero de equivalente gramo de soluto por litro de solución. Así tenemos que:

A = k 1000 N

Conductividad equivalente a Dilución infinita

El aumento de la conductividad equivalente de todas las soluciones electrolíticas tiende hacia un límite al crecer la dilución, valor que se llama conductividad equivalente o a dilución infinita y se expresa por Λ∞ .

Esto implica que una mayor dilución no cambia el valor de la conductividad equivalente y no que sea la conductividad del solvente puro.

Para electrolitos fuertes se obtiene una expresión matemática:

Λ = Λ0 - A N

Donde A es una constante que depende de la naturaleza del electrolito y de la temperatura.

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TABULACION DE DATOS

Tabla N01: Condiciones del laboratorio

Presión(mmHg) Temperatura(0C) Humedad Relativa (%)756 21 90

Tabla N02: Valoración del NaOH ≈ 0.1 con BFK

WBFK (g) Peq BFK (g/mol) V gastado NaOH (ml)

Normalidad corregida (N)

0.0518 204.228 3.2 0.0793

Tabla N03:

W KCl (g) 0.0751Peso equivalente (g/mol) 74.5Normalidad (N) 0.01

Tabla N04:

Sustancia N aprox. (N) Vg NaOH (ml) V Titul. (ml) N corregida (N)

HCl0.05 3.1 5 0.04920.01 1.1 10 0.0087

0.002 0.6 20 0.00240.00064 0.4 30 0.0012

Hac0.05 3.0 5 0.04760.01 1.3 10 0.0103

0.002 0.6 20 0.00240.00064 0.4 30 0.0011

Tabla N04:

Sustancia N aprox.(N) Conductividad eléctrica (us)

KCl 0.01 1312

HCl0.05 214000.01 3940

0.002 7270.00064 275

5

Hac0.05 3520.01 171.5

0.002 74.60.00064 38.8

Tabla N05:

Cte. celda (cm-1) 0.9303

Tabla N05: Conductividades específica y equivalente de las soluciones

a 23.5 0C

Sustancia N corregida (N) Conductividad especifica(s cm-1)

Conductividad equivalente(s cm2

mol-1)KCl 0.01 1.22x10-3 122.00

HCl0.0492 0.0199 404.470.0087 3.66 x10 -3 420.690.0024 6.76 x10 -4 281.670.0012 2.56 x10 -4 213.33

Hac0.0476 3.27 x 10-4 6.870.0103 1.59 x10 -4 15.440.0024 6.94 x10 -5 28.920.0011 3.61 x10 -5 32.82

Tabla N06: Para la grafica Λ vs N

Sustancia Λ N

HCl

404.47 0.2218420.47 0.0933281.67 0.0490231.33 0.0346

Hac6.87 0.2182

15.44 0.101528.92 0.049032.82 0.0332

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Tabla N07: Para la grafica 1/Λ vs NΛ

Sustancia 1/Λ NΛ

Hac0.1456 0.32700.0648 0.15900.0346 0.06940.0305 0.0361

Tabla N08:

Sustancia Λ∞ experimental Λ∞ teórico %ErrorHac 62.5 378.9873 83.5

Tabla N08:

Sustancia Ki experimental Ki teórico % ErrorHac 1.01x10-4 1.75x10-5 -477

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Cálculos

a) Obtenga la constante de celda a partir de la medición de la conductividad del KCl.

Según la ecuación: K = LKCl (l / A), donde (l / A) es la cte. de celda.

(l/A) = K = 1.2205 x 10-3 S cm-1 = 0.9303 cm-1 LKCl 1312 x 10-6 cm-1

b) Determine las concentraciones exactas de las soluciones y diluciones.

Primero hallamos la concentración corregida del NaOH:

NC (NaOH) = 0.0518 = 0.0793 N0.204228 x 3.2

Para el HCl:

NHCl ≈ 0.05 N

VHCl x N HCl = VNaOH x NNaOH

5 x NHCL = 3.1 x 0.0793

NHCl = 0.0492 N

NHCl ≈ 0.01 N


10 x NHCL = 1.1 x 0.0793

NHCl = 0.0087 N

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NHCl ≈ 0.002 N


20 x NHCL = 0.6 x 0.0793

NHCl = 0.0024 N

NHCl ≈ 0.00064 N


30 x NHCL = 0.4 x 0.0793

NHCl = 0.0012 N

Para Hac:

NHac ≈ 0.05 N

VHac x N Hac = VNaOH x NNaOH

5 x NHac = 3.0 x 0.0793

NHac = 0.0476 N

NHac ≈ 0.01 N


10 x NHac = 1.3 x 0.0793

NHac = 0.0103 N

NHac ≈ 0.002 N


20 x NHac = 0.6 x 0.0793

NHac = 0.0024 N

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NHac ≈ 0.00064 N


30 x NHac = 0.4 x 0.0793

NHac = 0.0011 N

c) Calcule la conductividad especifica (K) de todas las soluciones, para ellas calcule también la conductividad equivalente (Λ).

Para el HCl:(conductividad específica)

Según la ecuación:

KHCl = LHCl (l / A)

Para (1):

KHCl (1) = LHCl (l / A)

KHCl (1) = 21400 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 0.0199 s cm-1

Para (2):


KHCl (2) = 3940 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 3.66 x10 -3 s cm-1

Para (3):


KHCl (3) = 727 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 6.76 x10 -4 s cm-1

Para (4):


KHCl (4) = 275 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 2.56 x10 -4 s cm-1

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Para el Hac: (conductividad específica)

Según la ecuación:

KHac = LHac (l / A)

Para (1):

KHac (1) = LHac (l / A)

KHac (1) = 352 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 3.27 x 10-4 s cm-1

Para (2):


KHac (2) = 171.5 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 1.59 x10 -4 s cm-1

Para (3):


KHac (3) = 74.6 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 6.94 x10 -5 s cm-1

Para (4):


KHac (4) = 38.8 x 10-6 s x 0.9303 cm-1 = 3.61 x10 -5 s cm-1

Para el HCl:(conductividad equivalente)

Según la ecuación: Λ HCl = KHCl x 1000

NHCl

Para (1):

Λ HCl (1) = KHCl x 1000 = 0.0199 s cm-1 x 1000 = 404.47

NHCl 0.0492 N

Para (2):

Λ HCl (2) = KHCl x 1000 = 3.66x10-3s cm-1 x 1000 = 420.69

NHCl 0.0087 N

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Para (3):

Λ HCl (3) = KHCl x 1000 = 6.76 x10 -4 s cm-1 x 1000 = 281.67

NHCl 0.0024 N

Para (4):

Λ HCl (4) = KHCl x 1000 = 2.56 x10 -4 s cm-1 x 1000 = 213.33

NHCl 0.0012 N

Para el Hac:(conductividad equivalente)

Según la ecuación: Λ Hac = KHac x 1000

NHac

Para (1):

Λ Hac (1) = KHac x 1000 = 3.27 x 10-4 s cm-1 x 1000 = 6.87

NHac 0.0476 N

Para (2):

Λ Hac (2) = KHac x 1000 = 1.59 x10 -4 s cm-1 x 1000 = 15.44

NHac 0.0103 N

Para (1):

Λ Hac (1) = KHac x 1000 = 6.94 x10 -5 s cm-1 x 1000 = 28.92

NHac 0.0024 N

Para (1):

Λ Hac (1) = KHac x 1000 = 3.61 x10 -5 s cm-1 x 1000 = 32.82

NHac 0.0011 N

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d) Grafique Λ vs N para el Hac y para el HCl.e) Calcule la conductividad límite y la constante de ionización del Hac

aplicando las variables indicadas en la Ec. 7 y la conductividad limite para el HCl aplicando la ley de kohlrausch.

Según la gráfica:

m = 1 / Λ∞2 ki (1)

Donde la pendiente dio: 2.53 y hallando el valor de b: 1/ Λ∞ = b

Λ∞ = 62.5

, reemplazando en la ecuación (1) tenemos:

Ki= 1.01x10-4

f) Compare sus resultados experimentales con los datos teóricos de Λ∞ del Hac y del HCl; y de la constante de ionización del Hac.Para Ki:

% Error = 1.75x10-5 - 1.01x10-4 x 100 = -477%

1.75x10-5

Para Λ∞:

% Error = 378.9873 - 62.5 x 100 = 83.5 %

378.9873

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ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS

En la grafica la representación es una curva asintótica; muy característica de los electrolitos débiles., como lo es el acido acético, en ella .. del electrolito débil aumenta con la dilución.

La razón de este es que la disminución de la conductividad especifica esta más que compensada por el aumento en el valor I/N en la dilución y por lo tanto se incrementa.

Las K del acido acético comienzan en valores bajos en soluciones diluidas y crecen mucho mas gradualmente, así por que en estos el incremento en el numero de iones por unidad de volumen de solución no puede ser tan grande debido a la cambiante ionización parcial del soluto, y en consecuencia la conductancia no crece rápidamente como en los electrolitos fuertes.

Las caudas de los errores pueden ser en la determinación de las concentraciones corregidas de cada disolución, el arrastre de errores o porque el agua poseía una cierta conductividad refiriéndonos a las diluciones.

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CONCLUSIONES

La conductividad en los electrolitos fuertes como el HCI es mucho mayor que la conductividad de los electrolitos débiles como el CH3COOH.

A medida que la concentración disminuye, las conductividades equivalentes aumenta debido a que los iones cargados no pueden ejercer influencia unos sobre otros al moverse hacia los electrodos, estos especialmente en soluciones de electrolitos débiles.

La conductividad equivalente del electrolito débil (CH3COOH) disminuye rápidamente al aumento de la concentración de la solución debido a que este acido se disocia mas a mayor dilución por lo que a una mayor concentración la presencia de iones será mínima.

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RECOMENDACIONES

El electrodo para la medición deberá ser lavado muy bien y totalmente secado para evitar que lleve impurezas a las demás soluciones.

La temperatura debe ser mantenida constante para evitar, también errores en la toma de las conductividades de las diferentes soluciones.

Antes de utilizar el conductimetro con las soluciones y diluciones se debe estandarizar a la temperatura observada.

Debe valorarse cuidadosamente cada solución para obtener una concentración precisa de cada solución.

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BIBLIOGRAFIA

Marón Prutto, “Fisicoquímica” , 2da edición, Ed. Limusa , México 1984, Pág. 405 - 416; 438 - 441.

Castellan W. “Fisicoquímica”, 2da edición, fondo Iberoamericano SA. México, 1978 , Pág. 462- 465.

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APENDICE

CUESTIONARIO

1. Indique y explique las técnicas experimentales utilizadas para determinar el número de transportes.

Aunque los iones positivos y negativos se descargan en cantidades equivalentes en los electrodos, no es necesario que estos iones se muevan con velocidades idénticas hacia el cátodo y el ánodo, bajo la influencia de la fuerza electromotriz aplicada.

En 1853 el alemán HITTORF encontró que la velocidad relativa de los iones durante la electrolisis, se determina por los cambios de concentración que se producen alrededor de los electrodos.

En cualquier caso, el número total de iones descargados en cada electrodo, y de aquí la cantidad total de electricidad llevada por la solución, es directamente proporcional a la suma de las velocidades de los dos iones. Si u+ es la velocidad de los cationes y u_ la velocidad de los aniones en la misma solución, la cantidad de electricidad que ha pasado por la celda será proporcional a la suma de ( U+ + U-) . La cantidad de electricidad llevada por cada ion es directamente proporcional a su propia velocidad.

Las fracciones t+ y t- son llamadas números de transportes de los cationes y aniones, respectivamente, en un electrolito dado. Fueron formulados por HITTORF . Al mismo tiempo, es evidente que;

T+ + t- = 1

HITTORF ideo el método siguiente para determinar los números de transportes.

2. Explique la teoría de Debye-Huckel y su aplicación

La teoría de la atracción interionica de los electrolitos según Debye-huckel, se basan en que como consecuencia de las atracciones eléctricas entre iones positivos y negativos, hay, por término medio, mas iones de signo contrario que del mismo en las proximidades de un ion. Cada ion se puede considerar, por tanto como rodeado por una atmosfera iónica de signo opuesto.

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Mientras el sistema es estacionario, es decir, no está expuesto a la aplicación de un campo eléctrico o de una fuerza mecánica que tienda a provocar el flujo del líquido, la atmosfera iónica tiene una simetría central. Sin embargo cuando pasa una corriente a través de la disolución, de forma que los iones de un signo se muevan, por ejemplo, hacia la derecha, cada ion, durante su movimiento, tendrá que formar constantemente su atmosfera iónica a la derecha, mientras que a la izquierda se extingue la densidad de carga. Si esta formación y destrucción de la atmosfera iónica se verifica instantáneamente, no existiría fuerza final de atracción sobre el ion en movimiento; pero en realidad hay un tiempo de relajación definido durante el cual la atmosfera de la derecha está creciendo hacia su valor de equilibrio y la de la izquierda está desapareciendo. Como la carga de la atmosfera iónica es opuesto a la del ion en movimiento, habrá un exceso de iones de signo opuesto a la izquierda y esto retarda el movimiento. La influencia sobre la velocidad del ion se conoce como efecto de relajación, o a veces como efecto de asimetría, debido a que se presenta por la falta de simetría en la atmosfera eléctrica de un ion en movimiento. Además de lo anterior, otro factor ayudara a oponerse al movimiento de los iones; la tendencia de la F.E.M. aplicada a mover la atmosfera iónica, con las moléculas de disolvente a ellas asociadas, en dirección opuesta a aquella en la cual se mueve el ion, acompañado por moléculas de disolvente..

3. Explique el fundamento teórico de la ley de Kohirausch.

En 1875, KOLHLRAUSCH llego a la conclusión que “a dilución infinita, cualquier ion colabora con una contribución definida o la conductividad equivalente limite del electrolito, sin importar la naturaleza del otro ion con el cual se encuentra combinado en la solución.

En el estado llamado de dilución infinita, todas las fuerzas activas entre los iones han cesado. Cada ion se nueve libremente sin importar la presencia de otros y todos los iones conducen la corriente eléctrica. En tal condición, la conductividad equivalente de un electrolito, será igual a la suma de la conductividad equivalente límite de su catión λ0+ y la conductividad equivalente límite de un anión λ0 -.

La ley de KOHLRAUSCH es muy útil en el cálculo de la conductividad equivalente límite de los electrolitos débiles, que no pueden determinarse por extrapolación grafica. Así, la conductividad equivalentes limite del acido acético se halla sumando las conductividades equivalentes iónicas limites de los iones hidrogeno y acetato.

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Λ = λ + λ0 = 349, 8 + 40.9

(CH3COOH) º (H+) (CH3C00-)

= 390.7 ohmio-1 .cm2.equiv.g-1

En general, es posible averiguar la conductividad equivalente a dilución infinita de cualquier electrolito por suma de los valores de las conductividades equivalentes iónicas límites correspondientes, tomadas de las tablas. La conductividad equivalente límite de un electrolito resulta así un ejemplo de una propiedad aditiva.

La conductividad equivalente iónica límite es una constante para cada ion en un solvente dado, dependiendo su valor solo de la temperatura. Aumenta con la elevación de la temperatura y los coeficientes de temperatura son los mismo para todos los iones en un determinado solvente. En las soluciones acuosas, la mayor parte de las conductividades equivalentes de los iones a dilución infinita aumentan cerca del 2% por grado, que es aproximadamente idéntico el coeficiente térmico de disminución de la viscosidad del agua.

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