Conductividad Informe

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA) FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA Escuela Académica De Ingeniería Química DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA

Laboratorio de Fisicoquímica II

CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLITICAS 

Profesor:

Figueroa Tauquino, Aníbal 

Integrantes:

Estudiante

Código

E.A.P

García Nunez, Axel Antonio

14070036

Ing. Química

Mallma Herhuay, Gerardo

14070142

Ing. Química

Matias Brañez, Joselyn Belen

14070172

Ing. Química



Fecha de la práctica:

Miércoles 25 de abril del 2016 

Fecha de la entrega:

Miércoles 01 de mayo del 2016 

Grupo y Turno:

“A”; Miércoles de 8 -11am Ciudad Universitaria, 01 de mayo del 2016

ÍNTRODUCCIÓN 0

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.

RESUMEN 1

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: 92%. En esta experiencia, primero se preparó una solución de halló la normalidad corregida del

NaOH ,

KCl

0.01 M. Luego se

previamente valorada con biftalato de

potasio, y se usó este para hallar la normalidad corregida del

HCl

y

C H 3 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

1.4889× 10−5

y para la conductividad límite del 2

−1

C H 3 COOH :400 S . cm . eq

C H 3 COOH

HCl:381 S . cm2 . eq−1 y del

, obtenidas ambas gráficamente. Comparando estos

resultados con los datos teóricos dan un porcentaje de error: de y

fue de

16.35 , 8.91

4.88 .

Como conclusión, se puede decir que para los electrolitos débiles (se pudo notar con el

C H 3 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. Y 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.

2

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): 3

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) . 1 1 A L= = …(1) R δ l Donde

δ

es la resistividad y

1 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. Ordenando adecuadamente la ecuación (2) se tiene:

( Al ) …(2) l La relación ( A ) k =L

los electrodos y

se denomina constante de celda, donde:

A

l

es distancia entre

área de los mismos.

CONDUCTIVIDAD EQUIVALENTE ( Λ ): Es la conductividad generada por cada expresa en

Λ=k

eq−g/ L

de los iones en disolución. Se

S . cm2 . eq−1

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:

4

Fuertes: Los que poseen una conductividad eléctrica elevada y ligero aumento de

ésta con la dilución. Ej.: HCl

Débiles: Los que se caracterizan por poseer conductividad eléctrica baja y gran

aumento con la dilución. Ej.:

CH 3 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

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

−¿ + ¿+ A ¿ y HA ⇆ H ¿

eligiendo los estados de referencia adecuados, se tiene la siguiente expresión para la constante de equilibrio del proceso de disociación:

H +¿

aA … (4) aHA a¿ K i =¿ −¿

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: 2

α N K i= … (6) 1−α Combinando las ecuaciones (5) y (6) y reordenando los términos adecuadamente se obtiene la Ley de dilución de Ostwald:

5

1 1 NΛ = + 2 …(7) Λ Λ ∞ Λ ∞ . ki

Esta ecuación es lineal, donde gráfico de

1 Λ∞

y

Λ ∞2 . k i

son magnitudes constantes, y el

1 vs N Λ , permite calcularlas. Λ

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales: Conductímetro, Erlenmeyer de 250ml, Pipetas, Fiolas, Bureta, Probeta, Vasos, Bagueta y Papel filtro.

Reactivos: NaOH ≅ 0.01 N ,

HCl≅ 0.05 N ,

HAc ≅ 0.05 N ,

KCl QP , Fenolftaleína, Solución estándar, H17030 y Biftalato de potasio.

PROCEDIMIENTO 6

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 CH 3COOH 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.

TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS TABLA N° 1: CONDICIONES DE LABORATORIO 7

TEMPERATURA(°C)

PRESIÓN(mmHg)

24

760

HUMEDAD RELATIVA (%) 97

TABLA N°2: DATOS EXPERIMENTALES 

TABLA N°2.1: Estandarización de soluciones NaOH ≅ 0.01 N

TABLA N°2.1.1: Valoración del

o

con

Biftalato de Potasio (BHK) W BHK

0.01016g

0.1157g

V NaOH gastado

1.70ml

2.1ml

PF( BHK )

204.22g/mol

204.22g/mol

N corregida NaOH

0.29N

0.269N

Nˇ corregida NaOH

0.29+ 0.269 =0.2798 N 2

o

TABLA N°2.1.2: Valoración del

HCl≅ 0.05 N

con

HAc ≅ 0.05 N

con

NaOH ≅ 0.01 N

o

V HCl

5ml

V NaOH gastado

0.9ml

N corregida HCl

0.05N

TABLA N°2.1.3: Valoración del NaOH ≅ 0.01 N



V HA c

5ml

V NaOH gastado

1ml

N corregida HAc

0.056N

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

N(0.01)

N(0.002)

N(0.00064)

HCl

140.8 μS

58.1 μS

36.2 μS

8

HAc

531 μS

3.46 mS

108 μS

KCl

1291 μS

-

-

TABLA N°3: DATOS TEORICOS 

TABLA N° 3.1: Datos de las constantes de ionización y de conductividad específica KCl

k ( A 21 ° C )

2.501× 10−3 S /cm HAc

Ki

Λ∞ 2

−5

1.8 ×10

−1

367.27 S .cm . eq

HCl

Λ∞ 2

−1

400.55 S . cm . eq

TABLA N°4: RESULTADOS. 

TABLA N° 4.1: Conductividades específicas. o TABLA N°4.1.1: Conductividades específicas obtenidas para el HCl N HCl

Constante de celda(cm −1 )

k ( S /cm)

0.01N

1.9373

2.0923 ×10−4

0.002N

1.9373

6.7031× 10

0.00064N

1.9373

1.029× 10

−3

−3

o TABLA N°4.1.2: Conductividades específicas obtenidas para el HAc N HAc

Constante de celda(cm−1 )

k ( S /cm)

0.01N

1.9373

2.7277 ×10−4

0.002N

1.9373

1.1256 ×10−4

0.00064N

1.9373

7.0130× 10−5

TABLA N° 4.2: Conductividades equivalentes obtenidas 9

o TABLA N°4.1.1: Conductividades equivalentes obtenidas para el HCl N HCl

k HCl (S /cm)

Λ HCl ( S .cm2 . eq−1 )

N (¿¿ HCl)1 /2 ¿

0.01N

2.0923 ×10−4

20.923

0.10

0.002N

6.7031× 10−3

3351.529

0.0447

0.00064N

1.029× 10−3

1607.8125

0.0253

o TABLA N°4.1.2: Conductividades equivalentes obtenidas para el HAc N HAc

k HAc ( S /cm)

Λ HAc ( S . cm2 . eq−1 )

N (¿¿ HAc)1 /2 ¿

0.01N

2.7277 ×10−4

27.277

0.10

−4

56.28

0.0447

−5

109.578

0.0253

0.002N

1.1256 ×10

0.00064N

7.0130× 10

TABLA N° 4.3: Conductividades Equivalentes al Límite para el

HAc

y los grados de disociación N HAc

Λ HAc ( S . cm2 . eq−1 )

Λ∞ ( S . cm2 . eq−1)

α HAc

0.01N

15.6298

22.1238938

0.0391

0.002N

29.8805

22.1239

0.0747

0.00064N

59.6173

22.1239

0.1490

TABLA N° 4.4: Grados de disociación y las Constantes De Ionización N HAc

α HAc

Ki

0.01N

0.0391

1.5910× 10

0.002N

0.0747

1.2061× 10

0.00064N

0.1490

1.6696 ×10−5

10

%error −5

10.62%

−5

32.24% 6.20%

TABLA N° 4.5: Conductividad Equivalente al Límite para el

HCl

y

HAc

el

Λ∞ (experimental) HCl

381 2

Λ∞ (teórico)

%error

400.55

4.88%

2

( S . cm . eq )

( S . cm . eq )

400

367.27

HAc

−1

2

2

( S . cm . eq )

−1

8.91%

( S . cm . eq )

−1

−1

TABLA N°5: TABLA PARA GRAFICOS 

TABLA N° 5.1: Gráfica N°1 Λ

Λ vs √ N (Para el HCl)

(EJE Y )

√N (EJE X )



27.277

0.10

56.28

0.0447

109.578

0.0253

TABLA N° 5.2: Gráfica N°2

1 vs √ N Λ (Para el HAc ) Λ

1/ Λ

N Λ(EJE X )

( EJE Y ) 0.04779429

2.0923

0.00298369

14.9885873

0.0009365

27.0136937

CÁLCULOS 1) Obtenga la constante de celda a partir de las medidas para el

KCl .

11

Sabemos que: Dónde:

k =L

( Al ) −3

k KCl a 21 ° C=2.501 ×10 S/cm

L=1291 μS Reemplazando los valores se obtiene el valor de la constante de celda: −3

l k 2.501×10 = = =1.9373 cm−1 −6 A L 1291 ×10

( )

2) Determine las concentraciones exactas de las soluciones y diluciones. o Preparación de la solución de 100ml de

KCl ≅0.01 N

W KCl =0.0792 g PF KCl =74.5 g /mol 0.0792 g 74.5 g/mol M= =0.0106 M 0.1 L → N KCl =0.0106 N o Estandarización del

NaOH ≅ 0.01 N con biftalato de potasio

1° muestra:

W BHK =0.1016 g

Sabemos que:

N NaOH =

PE ( BHK ) =204.22

N NaOH =

V gastado NaOH =1.7 ml

W BHK PE ( BHK ) × V gastado NaOH

0.1016 204.22 ×1.7 × 10−3

→ N NaOH =0.29 N 12

2°muestra:

W BHK =0.1157 g

Sabemos que:

N NaOH =

V gastado NaOH =2.1ml

PE ( BHK ) =204.22

N NaOH =

W BHK PE ( BHK ) × V gastado NaOH

0.1157 204.22 ×2.1 ×10−3

→ N NaOH =0.269 N 0.29+0.269 Nˇ corregida NaOH = =0.2798 N 2

o Estandarización del

HCl≅ 0 . 05 N

utilizando

NaOH

utilizando

NaOH

V HCl × N HCl =V NaOH × N NaOH

( 5 ml ) ( N HCl )=(0.9 ml)(0.2798 N ) → N HCl =0.05 N

o Estandarización del

HAc ≅ 0 . 05 N

V HAc × N HAc =V NaOH × N NaOH

( 5 ml ) ( N HAc ) =(1 ml)(0.02798 N ) → N HAc =0.056 N

o Preparación de 250ml de soluciones de 0.01N, 0.002N y 0.00064N de

HAc 13

HAc0.01 N

☼ 250ml de

HCl 0.01 N

☼ 250ml de

( 250 ml ) ( 0.01 N )=(V HAc )(0.056 N ) ( 250 ml ) ( 0.01 N )=(V HCl )(0.05 N ) →V HAc =44.64 ml ☼ 250ml de

→V HCl =50 ml

HAc 0.002 N

☼

250ml

de

HCl 0.002 N

( 250 ml ) ( 0.002 N )=(V HAc )(0.056 N ) ( 250 ml ) ( 0.002 N )=(V HCl )(0.05 N ) →V HAc =8.92 ml ☼ 250ml de

→V HCl =10 ml

HAc 0.00064 N

☼

250ml

de

HCl 0.00064 N

( 250 ml ) ( 0.00064 N )=(V HAc )(0.056 N)

( 250 ml ) ( 0.00064 N )=(V HCl )( 0.05 N )

→V HAc =2.85 ml

→V HCl =3.2ml

3) Calcule para cada una de las soluciones su conductividad específica ( k ¿ Para la solución de

k =L

( Al )

y su conductividad equivalente ( Λ ): HAc 0.01 N

(Conductividad específica)

k =140.8× 10−6 S ( 1.9373 ) =2.7277 ×10−4 S . cm−1 14

Λ=k

1000 1000 =2.7277 × 10−4 =27.277 S . cm2 .eq−1 N 0.01

(

)

Del mismo modo se procede para el resto de soluciones. Ver Tablas N°4.1.1, 4.1.2, 4.2.1 y 4.2.2

4) Grafique

Λ vs √ N

para el

HCl , y

1/ Λ vs Λ . N para el HAc :

Ver Gráficas N°1, N°2 y N°3

5) Calcule la conductividad límite y la constante de ionización del

HAc

y la conductividad límite para el

HCl , de los

gráficos obtenidos: A partir de la gráfica N°1 se obtiene la conductividad límite del

HCl

prolongando la recta hasta que la concentración sea igual a cero.

Λ∞ ( HCl )=119.39 S . cm 2 . eq−1 Además a partir de la gráfica N°3 se obtiene la conductividad límite del de la misma manera que para el

HAc

HCl .

Λ∞ ( HAc )=22.1239 S . cm2 . eq−1 Para calcular el grado de ionización y la constante de ionización se usa para el

HAc :

α=

Λ Λ∞

, para el

2

Luego

K i=

HAc 0.01 N

α=

20.923 =0.04 22.1239

2

α N 0.04 ×0.01 = =1.6162× 10−5 1−α 1−0.0391

Así para las demás concentraciones, ver Tabla N°4.3 y 4.4.

15

6) Compare los resultados experimentales con los datos teóricos, para la constante de ionización del

HAc , la

Λ∞ ( HAc ) y Λ ∞ ( HCl ) :    Para la constante de ionización: Hallamos un valor promedio de constantes de ionización:

K i (exp ) promedio =1.4889 ×10−5

|

%error=

−5

−5

1.78 ×10 −1.4889× 10 1.78 ×10−5

   Para la

|

×100 =16.35

Λ∞ ( HAc ) :

×100 =8.91 |367.27−400 367.27 |

%error=

   Para la

Λ∞ ( HCl ) :

× 100 =4.88 | 400.55−381 400.55 |

%error=

Conclusiones y recomendaciones CONCLUSIONES:  La conductividad equivalente y la conductividad equivalente límite de un electrolito son directamente proporcional a la temperatura y a la concentración de la solución.  En los electrolitos débiles, la conductividad equivalente aumenta considerablemente con la dilución debido a que el soluto se disocia cada vez 16

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

RECOMENDACIONES:  Se recomienda una exacta valoración del NaOH con el Biftalato de Potasio, verificando si la sustancia se encuentra en buen estado ya que puede estropear toda la práctica de laboratorio.  Evitar mover agitadamente la solución que es valorada con fenoltaleina ya que podríamos saturarla y no se pondría grosella  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.  La temperatura influye mucho en la conductividad eléctrica, ya que si se produce un sobrecalentamiento, el valor puede cambiar mucho en las disoluciones, esto suele provocarse al agitar la disolución con el fin de eliminar las burbujas de aire en la celda.  Las conductividades, eléctrica, especifica y equivalente dependen de la concentración, estas tienen una relación de proporcionalidad inversa, es decir, cuanto más diluida esté una solución, su conductividad aumentará.  Es recomendable hacer una buena medición de la conductividad eléctrica del KCl para no tener problemas posteriores en los cálculos que involucran al valor mencionado antes.  Se debe evitar la presencia de aire (burbujas) en la celda al momento de medir la conductividad.  Se debe evitar una agitación fuerte de las soluciones (si se trata de desaparecer las burbujas de aire), para así, no producir un sobrecalentamiento de la solución y obtener buenos valores de conductividad.

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Apéndice 10.1 – GRÁFICOS (PAPEL MILIMETRADO) 10.2– CUESTIONARIO 10.2.1.- Explique sobre cada uno de los factores que influyen en la conductancia de una solución. Los factores que influyen en la conductancia de una solución son los siguientes: La concentración, la temperatura, presión y constante dieléctrico del medio. Tanto la conductancia específica como la equivalente de una solución varia con la concentración, para electrolitos fuertes a concentraciones de varios equivalentes por litro, la conductancia específica aumenta marcadamente con el incremento de la concentración. En contraste, las conductancias específicas de los electrolitos débiles comienzan con valores más bajos en soluciones diluidas y se incrementan mucho mas gradualmente. De manera contraria lo que sucede con la conductancia específica, la equivalente de los electrolitos fuertes y débiles aumenta con la dilución. La razón de todo esto es que el decremento en la conductancia especifica es mayor que el compensado por el incremento en el valor de 1/ C por dilución por lo tanto, A asciende.

La conductancia equivalente a dilución infinita aumenta al elevarse la temperatura. Esta variación puede expresarse por A(t) = Aº ( 1 + B(t-25)) ; donde A(t) y A(25) son los valores a T y 25ªC respectivamente y B es una constante para cada electrolito, para sales es aproximadamente 0.019 a 0.021

;

para

ácidos

y

bases

son

respectivamente.

18

aproximadamente

0.016

y

0.018

La conductividad de una disolución varía ligeramente con la presión, debido al efecto principal que es la variación de la viscosidad del medio y a la consiguiente alteración en la velocidad y por tanto en la conductividad de los iones. La constante dieléctrica del medio es un factor del cual depende la conductancia observada en los solventes no acuosos por ello cuando la conductancia de un solvente disminuye, la conductancia de un electrolito decrece también.

10.2.2.- Explique la influencia del movimiento de iones de una disolución sobre la conductividad. A dilución infinita todos los iones que se pueden derivar de un electrolito toman parte en la conducción de la corriente por tanto, diluciones que contengan una equiv. De electrolitos diferentes poseerán, en estas condiciones, números equivalentes de iones, es decir la carga total transportada por cada Ion será la misma para todas las disoluciones. La cantidad de electricidad que puede pasar a través de un electrolito y por tanto su conductividad, depende del producto del número de iones, la carga que lleva cada ion y la velocidad con que se mueven los iones.

10.2.3 Explique qué tipo de corriente (C.A o C.C) se utiliza en la determinación de la conductancia. El

tipo

de

corrientes

irregulares

obtenidos

que

se

utilizan

para

la

determinación de la conductancia es la corriente alterna, los resultados irregulares

obtenidos

en

las

primeras

medidas

de

conductividad

de

disoluciones eran debido al empleo de corriente continua. Los gases liberados en los electrodos no solo aumentan la resistencia sino que promueven una fuerza contra electromotriz de polarización que se opone al paso de la corriente. El método más satisfactorio para eliminar la polarización consiste en emplear una corriente alterna de frecuencia elevada y de baja intensidad.

10.3.-HOJA DE DATOS 19

Bibliografía o

Gilbert Castellan. Fisicoquímica, 1º Edición. Editorial Fondo Educativo

o

Interamericano, Pág 805 - 808 Marón S., Lando, ’Fundamentos de Fisicoquímica’’, 1era Edición, Editorial

o o

Limusa, México, 1978. Pág 918 - 920. Pons Muzzo. Fisicoquímica, 2º Edición. Editorial Universo S.A, Pág 271-274 Samuel Glasstone ‘Fundamentos de Fisicoquímica’, Pág 534 - 539.

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