Indice1. Introducción 2. Ejemplo De Calculo 3. Análisis y discusión de resultados 4. Conclusiones Y Recomendaciones 5. Bibliografía
Las determinaciones de la conductividad reciben el nombre de determinación conductométricas. Estas determinaciones tienen una cantidad de aplicaciones. 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 ampliamente 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 electrólitos 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 electrólito, es decir, su solubilidad.
Un método práctico sumamente importante es el de la titulación conductométrica, o sea la determinación de la concentración de un electrólito 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.
Tabulación de datos y resultados Tabla nº 1 Condiciones de laboratorio
P (mm Hg) | T (ºC) |
756 | 19 |
Tabla nº 2 Conductividades leídas en laboratorio
Sustancia | Naprox (N) | Conductividad eléctrica (s) |
KCl | 0.02 | 2.42 x 10-3 |
HCl | 0.05 | 16.17 x 10-3 |
HCl | 0.01 | 3.37 x 10-3 |
HCl | 0.002 | 0.64 x 10-3 |
HCl | 0.00064 | 0.252 x 10-3 |
CH3COOH | 0.05 | 333 x 10-6 |
CH3COOH | 0.01 | 157 x 10-6 |
CH3COOH | 0.002 | 68.8 x 10-6 |
CH3COOH | 0.00064 | 41.2 x 10-6 |
Tabla nº 3 Normalidades corregidas de las soluciones
Sustancia | Naprox (N) | Ncorregida (N) |
KCl | 0.02 | 0.02 |
HCl | 0.05 | 0.0451 |
HCl | 0.01 | 0.0091 |
HCl | 0.002 | 0.0018 |
HCl | 0.00064 | 0.00058 |
CH3COOH | 0.05 | 0.0451 |
CH3COOH | 0.01 | 0.0093 |
CH3COOH | 0.002 | 0.0019 |
CH3COOH | 0.00064 | 0.0076 |
NaOH | 0.01 | 0.0085 |
Tabla nº 4 Datos teóricos para la gráfica nº 1 y constante de celda
T (ºC) | 0 | 5 | 10 | 15 | 20 | 25 | 30 |
K x 10-3 (s/cm) | 1.522 | 1.752 | 1.996 | 2.243 | 2.501 | 2.763 | 3.036 |
Cte. Celda (cm-1) | 1.0289 | ||||||
K —–> Conductividad específica para el KCl 0.02 N.
Tabla n º 5 Conductividades especifica y equivalente de las soluciones y diluciones
Sustancia | Naprox (N) | Conductividad específica (s/cm) | Conductividad equivalente (s.cm2/eq) |
KCl | 0.02 | 2.49 x 10-3 | 124.50 |
HCl | 0.05 | 1.66 x 10-2 | 368.07 |
HCl | 0.01 | 3.47 x 10-3 | 381.32 |
HCl | 0.002 | 6.58 x 10-4 | 365.56 |
HCl | 0.00064 | 2.59 x 10-4 | 446.55 |
CH3COOH | 0.05 | 3.43 x 10-4 | 7.61 |
CH3COOH | 0.01 | 1.62 x 10-4 | 17.42 |
CH3COOH | 0.002 | 7.08 x 10-5 | 37.26 |
CH3COOH | 0.00064 | 4.24 x 10-5 | 55.79 |
Tabla nº 6 Conductividad limite del ch3cooh y hcl por contribuciones y del hcl exp
L o CH3COOHteo (s.cm2/eq) | L 0HClteo (s.cm2/eq) | L 0HClexp (s.cm2/eq) | % error |
355.54 | 387.75 | 447 | 15.28 |
Tabla nº 7 Grado de disociación y constante de ionización para el ch3cooh
N exp (N) | Grado de disociación (a ) | Constante de ionización (ki) |
0.0451 | 2.14 x 10-2 | 2.11 x 10-5 |
0.0093 | 4.89 x 10-2 | 2.34 x 10-5 |
0.0019 | 10.48 x 10-2 | 2.33 x 10-5 |
0.00076 | 15.69 x 10-2 | 2.22 x 10-5 |
Tabla nº 8 Constante de ionización del ch3cooh teórica y experimental y % error
Ki Teórico | Ki experimental | % error |
1.75 x 10-5 | 2.25 x 10-5 | 28.57 |
Tabla nº 9 Datos para las gráficas nº 2 y nº 3
Sustancia | Nexp (N) | N | Conductividad equivalente (s.cm2/eq) |
HCl | 0.05 | 0.2124 | 368.07 |
HCl | 0.01 | 0.0954 | 381.32 |
HCl | 0.002 | 0.0424 | 365.56 |
HCl | 0.00064 | 0.0241 | 446.55 |
CH3COOH | 0.05 | 0.2124 | 7.61 |
CH3COOH | 0.01 | 0.0964 | 17.42 |
CH3COOH | 0.002 | 0.0436 | 37.26 |
CH3COOH | 0.00064 | 0.0276 | 55.79 |
Obtenga la constante de celda apartir de las medidas tomadas en laboratorio. Se calcula apartir de la siguiente relación: K = L. (D/A) …(1) Donde: (D/A) = Constante de celda. L = Conductividad electrica medida para el KCl. K = Conductividad específica a 19ºC = 2.49 x 10-3 s/cm. Reemplazando los valores en (1), obtenemos: (D/A) = 1.0289 cm-1
Determine las concentraciones exactas de las soluciones y diluciones. Solución de NaOH: # eq NaOH = # eq BFK NNaOH x V NaOH = WBFKPE BFKWBFK = 0.1092 gr. V NaOH = 63 x 10 –3 L PE BFK = 204.2 gr/equiv. Reemplazando los datos, se obtiene: N NaOH = 0.085 N
Para el HCl 0.05 N: # eq NaOH = # eq HCl NNaOH x VNaOH = NHCl x VHClNNaOH = 0.0085 N VNaOH = 10.6 ml VHCl = 2 ml Reemplazando los datos, se obtiene: NHCl = 0.0451 N
De la misma manera, se calcula par las disoluciones de HCl, así como par el CH3COOH y sus disoluciones. Calcule la conductividad específica (K), de todas las soluciones, y su conductividad equivalente. Conductividad específica (K): Par el HCl 0.05 NK = L. (D/A) L = 16.17 x 10-3 s D/A = 1.0289 cm-1Reemplazando los datos, en la ecuación dada, se obtiene: K = 1.66 x 10-2 s/cm.
3. Análisis y discusión de resultados
En la gráfica la representación es una curva asintótica; muy característica de los electrólitos débiles, como lo es el ácido acético, en ella del electrólito 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 l/N en la dilución y por lo tanto se incrementa. Las K del ácido acético comienzan en valores bajos en soluciones diluidas y crecen mucho más gradualmente, así porque en estos el incremento en el número 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 electrólitos fuertes. Las causas de los errores pueden ser en la determinación de las concentraciones corregidas de cada disolución, el arrastre de errores o por que el agua poseía una cierta conductividad refiriéndonos a las diluciones.
Debido a los porcentajes de error obtenidos (28.57% y 15.28%); podemos decir que hemos cometido algún error al momento de realizar la práctica, del cual no nos hemos percatado, afectando esto a nuestros resultados.
4. Conclusiones Y RecomendacionesLa conductividad en los electrólitos fuertes como el HCl y NaOH es mucho mayor que la conductividad de los electrólitos débiles como el ácido acético.
A medida que la concentración disminuye, las conductividades equivalentes aumentan debido a que los iones cargados no pueden ejercer influencia unos sobre otros al moverse hacia los electrodos, esto especialmente en soluciones de electrólitos débiles.
La conductividad equivalente del electrólito débil (ácido acético) disminuye rápidamente al aumento de la concentración de la solución debido a que este ácido se disocia más a mayor dilución por lo que a una mayor concentración la presencia de iones será mínima.
La conductividad eléctrica (l) como la conductividad especifica (K) disminuyen con la dilución, no siendo así la conductividad equivalente ( ); la cual aumenta con la dilución, en nuestro caso es notorio ya que se trabaja con el ácido acético el cual es un electrólito débil, esto se verifica en la gráfica vs. N
El grado de disociación de los iones aumenta con la dilución, es por eso que en una dilución infinita la conductividad la conductividad infinita depende de la velocidad de los iones, así como la temperatura a la que se trabaja ya que a mayor temperatura aumentara.
Para la práctica es recomendable el uso de agua destilada lo más pura posible para evitar la presencia de cualquier sustancia extraña en la solución que puede producir variaciones en el valor de la conductividad. 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 standarizar a la temperatura observada. Debe valorarse cuidadosamente cada solución para obtener una concentración precisa de cada solución. Evitar que el electrodo toque el fondo de la probeta o sus paredes; porque podría medir la conductividad del vidrio.
Maron Prutton, "Fisicoquímica", 2da edición, Ed. Limusa, México 1984. Pág.405 – 416; 438 – 441. Castelan W., "Fisicoquímica", 2da edición, Fondo Interamericano S.A., México 1978. Pág. 462 – 465. Farrington Daniels, "Tratado de Fisicoquímica", 2da edición, Ed. Continental, México 1984, Pág 165 – 169. Burmistrova, "Prácticas de Química Física", 3ra edición, Ed. MIR, Moscu 1973, Pág.289 – 295.
Resumen En la presente práctica se determinarán las conductividades de soluciones acuosas de electrólitos fuertes y débiles. Primeramente se preparan todas las soluciones de ácido acético y HCl a las concentraciones de trabajo para luego titularlas y determinar sus normalidades exactas. Se trabajara con un conductímetro electrónico el cual primero se calibrará usando una solución standard (KCl). Una vez calibrada se procederá a la medición de las conductividades de todas las soluciones cuidando que para cada medición, el electrodo se halla lavado previamente, primero con agua destilada y luego con un poco de la solución a medir. Las condiciones a las cuales se trabajó fueron: Presión = 756 mmHg y Temperatura = 19 oC. Se halló una constante de celda de 1.0289 cm-1, y obtuvimos un % error para la conductividad límite del HCl de 15.28%, así como de 28.57% de error para la constante de ionización del ácido acético. Una conclusión podría ser que ha medida que la concentración disminuye, las conductividades equivalentes aumentan debido a que los iones cargados no pueden ejercer influencia unos sobre otros al moverse hacia los electrodos, esto especialmente en soluciones de electrólitos débiles.
Entre una de las recomendaciones tenemos que para la práctica es recomendable el uso de agua destilada lo más pura posible para evitar la presencia de cualquier sustancia extraña en la solución que puede producir variaciones en el valor de la conductividad.
Autor:
Rodney Pujada