INFORME N°13 CONDUCTIVIDAD

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(UNIVERSIDAD DEL PERÚ, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICAE.A.P. INGENIERÍA QUÍMICA 0.72

DEPARTAMENTO DE ACADEMICO DE FISICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

PRÁCTICA N°13

CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS

PROFESOR: ANÍBAL FIGUEROA TAUQUINO

ALUMNOS:

CHÁVEZ HUAMANÍ, DAMIÁN DANIEL 11070033

FIGUEROA AYALA, BRANCO JOSÉ 11070116

LEIVA MEJÍA, OSCAR DANIEL 11070173

FECHA DE LA PRÁCTICA: LUNES 27/05/13

FECHA DE ENTREGA: LUNES 10/06/13

TURNO: LUNES 13-16 HORAS

GRUPO: A – B

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Laboratorio de Fisicoquímica II UNMSM

Ciudad Universitaria, Junio del 2013

ÍNDICE

Introducción .3

Resumen .4

Principios Teóricos .5

Detalles Experimentales .8

Tablas de Datos y Resultados .10

Ejemplo de Cálculos .15

Análisis y Discusión de Resultados .19

Conclusiones y Recomendaciones .20

Bibliografía .22

Apéndice .23

Cuestionario .23

Otros .26

Gráficas .31

Hoja de Datos .34

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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.

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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: 92%.

En esta experiencia, primero se preparó una solución de KCl 0.01 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 C H 3COOH, 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 C H 3COOH fue de 1.4889×10−5

y para la conductividad límite del HCl :381S . cm2 .eq−1y del C H 3COOH : 400S .cm2 . eq−1 ,

obtenidas ambas gráficamente. Comparando estos resultados con los datos teóricos dan un porcentaje de error: de 16.35%, 8.91% y 4.88%.

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

el C H 3COOH), 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.

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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−1osiemen (S ).

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L= 1R

=1δAl…(1)

Donde δ es la resistividad y 1δ

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:

k=L( lA )…(2)

La relación ( lA ) 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 1000N

…(3)

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

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B) Débiles: Los que se caracterizan por poseer conductividad eléctrica baja y gran aumento con la dilución. Ej.: CH 3COOH

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 HA⇆H+¿+A−¿¿ ¿ y eligiendo los estados

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

K i=aH+¿ aA−¿

aHA…(4 )¿

¿

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= ΛΛ∞…(5)

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

K i=α 2N1−α

…(6)

Combinando las ecuaciones (5) y (6) y reordenando los términos adecuadamente se obtiene la Ley de dilución de Ostwald:

1Λ

= 1Λ∞

+ N Λ

Λ∞2 .k i

…(7)

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Esta ecuación es lineal, donde 1Λ∞

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

1ΛvsN Λ, permite calcularlas.

DETALLES EXPERIMENTALES

MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales:

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

Reactivos:

NaOH ≅ 0.01N HCl≅ 0.05N HAc ≅ 0.05N KClQP Fenolftaleína Solución estándar H17030 Biftalato de potasio

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PROCEDIMIENTO:

Prepare 100ml de solución de KCl0.01M

Prepare 250ml de soluciones 0.01,

0.002 y 0.00064N, de HAc yHCl a partir de 0.05N .

Valore las soluciones de NaOH , HCl y HAc proporcionadas y también las

diluidas

En las valoraciones para la soda

use BHK como patrón

primario

Calibre el aparato

empleando la solución

estándar H17030

Mida la conductividad

de las soluciones de KCl y las demás

soluciones preparadas

Para medir estas

conductividades es necesario

seguir el siguiente

procedimiento

Coloque en la probeta ≅ 30ml

de la solución la cual se desea

medir su conductividad.

Mida la temperatura e introduzca el

electrodo limpio y seco en la

solución

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TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS

Tabla N°1: Condiciones de laboratorio

P(mmHg) T(°C) H.R.(%)

756 21 92

Tabla N°2: Datos experimentales

Tabla N°2.1.: Estandarización de soluciones

Tabla 2.1.1.: Valoración del NaOH ≅ 0.01N con Biftalatode Potasio (BHK)

W BHK 0.0255g

V NaOH gastado 12.3ml

PF(BHK ) 204.22g/mol

N corregida NaOH 0.0102N

Tabla 2.1.2: Valoración del HCl≅ 0.05N con NaOH ≅ 0.01N

V HCl 2ml


N corregidaHCl 0.0530N

Tabla 2.1.3: Valoración del HAc ≅ 0.05N con NaOH ≅ 0.01N

V HAc 2ml

Elimine las burbujas. Elija

un rango adecuado de

conductividad.

Después de completar la

lectura, apague el instrumento.

Lave y seque el electrodo en

cada medición realizada.

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N corregidaHAc 0.0502N

Tabla N°2.2: Medidas de las conductividadesde las soluciones

SOLUCIONES

N(0.01) N(0.002)N(0.00064

)

HCl 3.82mS 0.80mS 0.26mS

HAc 170 μS 65.0 μS 41.5 μS

KCl 2721 μS - -

Tabla N°3: Datos teóricos

Tabla N°3.1.: Datos de las constantes de ionización y de conductividad específica

KClk (A 21° C)

2.501×10−3S/cm

HAcK i Λ∞

1.8×10−5 367.27 S . cm2. eq−1

HClΛ∞

400.55 S . cm2 .eq−1

Tabla N°4: Resultados y porcentajes deerror

Tabla N°4.1: Conductividades específicas

Tabla 4.1.1: Conductividades específicas obtenidaspara el HCl

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N HCl Constantede celda(cm−1) k (S /cm)

0.01N 0.9194 3.5121×10−3

0.002N 0.9194 7.3552×10−4

0.00064N 0.9194 2.3904×10−4

Tabla 4.1.2: Conductividades específicas obtenidaspara el HAc

N HAc Constante de celda(cm−1) k (S /cm)

0.01N 0.9194 1.5630×10−4

0.002N 0.9194 5.9761×10−5

0.00064N 0.9194 3.8155×10−5

Tabla N°4.2: Conductividades equivalentes obtenidas

Tabla 4.2.1.: Conductividades equivalentes obtenidas para el HCl

N HCl kHCl(S /cm) ΛHCl (S . cm2. eq−1 ) (N ¿¿HCl)1/2¿

0.01N 3.5121×10−3 351.21 0.10

0.002N 7.3552×10−4 367.76 0.0447

0.00064N 2.3904×10−4 373.50 0.0253

Tabla 4.2.2: Conductividades equivalentes obtenidas para el HAc

N HAc kHAc (S /cm) ΛHAc (S . cm2 . eq−1 ) (N ¿¿HAc )1/2¿

0.01N 1.5630×10−4 15.6298 0.10

0.002N 5.9761×10−5 29.8805 0.0447

0.00064N 3.8155×10−5 59.6173 0.0253

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

N HAc ΛHAc (S . cm2 . eq−1 ) Λ∞ (S . cm2 . eq−1 ) αHAc

0.01N 15.6298 400 0.0391

0.002N 29.8805 400 0.0747

0.00064N 59.6173 400 0.1490

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

N HAc αHAc K i %error

0.01N 0.0391 1.5910×10−5 10.62%

0.002N 0.0747 1.2061×10−5 32.24%

0.00064N 0.1490 1.6696×10−5 6.20%

Tabla N°4.5: Conductividad Equivalente al Límite para el HCl y el HAc

Λ∞(experimental) Λ∞(teórico) %error

HCl 381(S . cm2 . eq−1 ) 400.55(S . cm2 . eq−1 ) 4.88%

HAc 400(S . cm2 . eq−1 ) 367.27(S . cm2 . eq−1 ) 8.91%

Tabla N°5: Datos para gráficas

Tabla N°5.1: Gráfica N°1

Λ vs√N (ParaelHCl)

Λ (EJEY ) √N (EJE X )

351.21 0.10

367.76 0.0447

373.50 0.0253

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Tabla N°5.2: Gráfica N°1

Λ vs√N (ParaelHAc )

Λ (EJEY ) √N (EJE X )

15.6298 0.10

29.8805 0.0447

59.6173 0.0253

Tabla N°5.3: Gráfica N°31Λvs√N Λ(Parael HAc)

1/ Λ (EJEY ) N Λ(EJE X )

0.0640 0.1563

0.0335 0.0598

0.0168 0.0382

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EJEMPLO DE CÁLCULOS

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

Sabemos que: k=L( lA )Dónde: kKCl a21° C=2.501×10−3S /cm

L=2721 μS

Reemplazando los valores se obtiene el valor de la constante de celda:

( lA )= kL=2.501×10−3

2721×10−6=0.9194 cm−1

2) Determine las concentraciones exactas de las soluciones y

diluciones.

Preparación de la solución de 100ml de KCl≅ 0.01N

W KCl=0.0792 g

PFKCl=74.5 g/mol

M=

0.0792 g74.5 g /mol0.1 L

=0.0106M

→N KCl=0.0106N

Estandarización del NaOH ≅ 0.01Ncon biftalato de potasio

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W BHK=0.0255 gPE (BHK )=204.22V gastado NaOH=12.3ml

Sabemos que: N NaOH=W BHK

PE (BHK )×V gastado NaOH

N NaOH=0.0255

204.22×12.3×10−3

→N NaOH=0.0102N

Estandarización del HCl≅ 0.05N utilizando NaOH

V HCl×N HCl=V NaOH×NNaOH

(2ml ) (N HCl )=(10.4ml)(0.0102N )

→N HCl=0.0530N

Estandarización del HAc ≅ 0.05N utilizando NaOH

V HAc×N HAc=V NaOH×N NaOH

(2ml ) (N HAc )=(10.2ml)(0.0102N )

→N HAc=0.0502N

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

☼ 250ml de HAc 0.01N ☼ 250ml de HCl0.01N

(250ml ) (0.01N )=(V HAc)(0.0502N) (250ml ) (0.01N )=(V HCl)(0.0530N)

→V HAc=49.80ml →V HCl=47.17ml


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(250ml ) (0.002N )=(V HAc)(0.0502N) (250ml ) (0.002N )=(V HCl)(0.0530N)



(250ml ) (0.00064N )=(V HAc)(0.0502N ) (250ml ) (0.00064N )=(V HCl)(0.0530N )


3) Calcule para cada una de las soluciones su conductividad específica

(k ¿ y su conductividad equivalente (Λ):

Para la solución de HCl0.01N

k=L( lA ) (Conductividad específica)

k=3.82×10−3S (0.9194 )=3.5121×10−3S .cm−1

Λ=k 1000N

=3.5121×10−3( 10000.01 )=351.21S . cm2 . eq−1

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 HAc y para el HCl, y 1/ Λ vs Λ .N parael 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 )=381S . cm2 .eq−1

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Además a partir de la gráfica N°3 se obtiene la conductividad límite del HAc de la

misma manera que para el HCl.

Λ∞ (HAc )=400 S . cm2 . eq−1

Para calcular el grado de ionización y la constante de ionización se usa para el HAc:

α= ΛΛ∞

, para el HAc 0.01N α=15.6298400

=0.0391

Luego K i=α 2N1−α

=0.03912×0.01

1−0.0391=1.5910×10−5

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

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=|1.78×10−5−1.4889×10−51.78×10−5 |×100%=16.35%

Para la Λ∞ (HAc ):

%error=|367.27−400367.27 |×100%=8.91%

Para la Λ∞ (HCl ):

%error=|400.55−381400.55 |×100%=4.88%

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ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Después de hallar las conductividades eléctricas de las soluciones preparadas, se

procedió a realizar los cálculos pedidos. Pero con las conductividades halladas se pudo

demostrar, que los electrolitos fuertes son mayores que los electrolitos débiles.

Se realizó una gráfica con la que se determinó la conductividad eléctrica a dilución

infinita de los dos ácidos usados, luego comparándolas con los teóricos y obtener los

porcentajes de error.

Uno de los errores más importantes fue el de usar las normalidades que no fueron

corregidas, altera el gráfico y por ende los resultados. Como por ejemplo al momento

de valorar el hidróxido de sodio con biftalato de potasio, tal vez en la medición del

volumen gastado de la base y desde ahí se arrastra ese error dando lugar a errores en

las titulaciones siguientes de las otras soluciones.

Las posibles causas de este error pueden ser: una medición inexacta de los volúmenes

gastados al realizar las titulaciones.

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En la medición de la conductividad eléctrica del KCl , pudo haber presencia de aire,

(burbujas) en la celda, esto produce una medición simultanea de la conductividad del

aire; entonces, el valor que se lea en la pantalla del instrumento, no será el correcto y

ya que los demás cálculos dependen de este valor, se arrastra hasta el final este error.

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

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 gráfica Λ vs √N , 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.

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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.

RECOMENDACIONES:

Se recomienda una exacta valoración del NaOH con el Biftalato de Potasio, ya que

con este se hallaran las normalidades corregidas de las soluciones de HCl y HAc.

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.

22


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.

No solo se debe tener cuidado al medir la conductividad eléctrica del KCl, sino la de

todas las soluciones.

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.

BIBLIOGRAFÍA

Pons Muzzo. Fisicoquímica

2º Edición. Editorial Universo S.A.

Páginas 271-274

Gilbert Castellan. Fisicoquímica

1º Edición. Editorial Fondo Educativo Interamericano

Páginas 805 - 808

Marón S., Lando, ’Fundamentos de Fisicoquímica’’

1era Edición, Editorial Limusa, México, 1978.

Páginas 918 - 920.

23


Samuel Glasstone ‘Fundamentos de Fisicoquímica’

Páginas 534 - 539.

Atkins. Addison – Wesley, “Fisicoquímica”, 3 edición Iberoamericana,

USA 1991, Págs. 501, 503,517

Alberty, Robert A. “Fisicoquímica”, 1 edición Editorial Continental S.A.

1984, Págs. 606, 607,655

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.

24


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.

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.

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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

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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. 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.

OTROS

HOJA DE SEGURIDAD_______________________________________________________________________

KSOL 62 (KCL STANDARD DEL 62%)

IDENTIFICACION DEL PRODUCTO.

NOMBRE: Cloruro de Potasio

SINONIMO: Potasio, muriato de potasio

FAMILIA QUIMICA: Sal inorgánica

FORMULA QUIMICA: KCL

PESO MOLECULAR: 74.6

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INGREDIENTES:

Ingredientes Concentración Números Limites De LD 50 / LC 50

KCL Aproximada CAS Exposición Especies / Ruta

NaCl 95- % 99.5% 74 47–40–7 10 mg/ m3 3020 mg / rata oral

0 – 5 % 76 47–14-5 10 mg/ m3 4000mg / oral ratón

Aditivos: No toxico, no cancerígeno en una dosis < 1.0% como tratamiento para el control del polvo y propósitos de anti- recubrimiento.

DATOS FISICOS:

APARIENCIA: Material sólido, de color blanco a rojo / marrón, fino, de gránulos de 4 mm de tamaño.

COEFICIENTE DE AGUA / DISTRIBUCIÓN DE ACEITE: N/A

PUNTO DE EBULLICION:1500·c

NIVEL DE EVAPORACION: Insignificante

PUNTO DE FUSION: 773·c

OLOR: De ninguno a leve.

PORCENTAJE VOLÁTIL POR VOLUMEN: 0-05 (el producto no es volátil por el mismo, la

Volatilidad es consecuencia de los aditivos.)

PH: 8 – 10 (10% solución en agua)

SOLUBILIDAD EN AGUA: (por peso 20 ·C) = 34.7%

GRAVEDAD ESPECIFICA: (agua = 1) 2.0

SABOR: Salino (fuerte)

DENSIDAD DE VAPOR: (aire =1) N/A

PRESION DE VAPOR: (mm Hg) N/A

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IDENTIFICACION DE LOS PELIGROSEs una sal inorgánica no inflamable. No soporta la combustión y no es peligrosa, cuando se somete a temperaturas muy altas puede liberar pequeñas cantidades de gas cloro.

PELIGROS DE EXPLOSION E INCENDIO.

Nivel de peligro NF PA Salud: 0 Incendio: 0 reactividad: 0

Flamable No flash point N/A

Temperatura de auto encendido N/A Productos de combustión

Peligrosa ninguno

Poder explosivo Ninguno

Medios de extinción N/A Procedimientos especiales

Para combatir

Sensibilidad al impacto químico Ninguno

El fuego Ninguno

Sensibilidad a la descarga eléctrica Ninguno

TDG calcificación de flamabilidad Ninguno

Procedimientos especiales de extinción N/A Peligros inusuales de fuego

y explosión

Límite de explosión superior e inferior N/A Ninguno

POTENCIALES EFECTOS SOBRE LA SALUD

OJOS Irritación.

PIEL Irritación, especialmente en cortadas.

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INGESTION Irritación del trayecto gastrointestinal, cólicos, diarrea, cosquilleo en manos y pies, pulso débil y perturbaciones circulatorias.

INHALACION Irritación del trayecto nasal y tráquea.

Cancerígeno: No

Muta génico: No

Efectos reproductivos: Ninguno

Teratogénico: No

Efectos de exposición aguda: Piel, tracto respiratorio o irritación del ojo

Efectos de exposición crónica: No es considerado toxico para los humanos

Efectos de sobre exposición: Ninguno reportado

DATOS DE REACTIVIDAD:

Química estable: Si

Condiciones a evitar: Ninguna

Mezclas peligrosas con otros líquidos, tricloruro de bromuro y tricloruro, permanganato

De potasio sólidos o gases

Productos de descomposición peligrosa: Ninguno

Polimerización peligrosa: No ocurre

Incompatibilidad con otras sustancias: No

Reactividad: Ninguna

MEDIDAS DE PRIMEROS AUXILIOSOJOS Inmediatamente lavar los ojos con abundante agua por lo menos 15 minutos. Abrir y

cerrar párpados ocasionalmente. Conseguir atención médica inmediatamente.

PIEL Quitar ropa afectada, lavar primero la piel con suficiente agua (ducha) cubra la piel irritada con emoliente y poner ropa seca.

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INGESTION Lavar la boca, dar suficiente agua para beber y provocar vomito.

INHALACION Aire fresco, descansar en un área ventilada, quitar la ropa apretada alrededor del cuello y la cintura, posición cabeza erguida hasta que recupere su respiración.

Límite de exposición: 10 mg/m3

LC50: N/A

LD50: KCL LD 50 3020 mg /kg oral rata

Ruta de entrada: Contacto con la piel, los ojos, inhalación, ingestión,

Sencitizacion: No reportada

Materiales cinegéticos: Ninguno reportado.

MEDIDAS EN CASO DE INCENDIOProceder de acuerdo a la clase de incendio. Utilizar grandes cantidades de agua, no formar barro.

MEDIDAS EN CASO DE DERRAME ACCIDENTALEn caso que el material no se encuentre contaminado barrer o recolectar y reutilizar como producto, y si esta contaminado con otros materiales recolectar en recipientes apropiados para almacenamiento.

PROCEDIMIENTOS DE MANEJO: Evite generar polvo a través de movimientos innecesarios o excesivamente vigorosos.

PROTECCION PERSONALOJOS: Utilizar gafas para protección del polvo en lugares donde se presenten altas

concentraciones.

PIEL: No se necesita protección especial en condiciones normales.

INHALACION: No se necesita protección especial en condiciones normales.

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ALMACENAMIENTOAlmacenar en un sitio seco para evitarla perdida del producto a causa del humedecimiento. Evite contacto con el carbón, acero y aluminio debido a la corrosión.

INFORMACIÓN DE TRANSPORTE: Manténgalo cubierto

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INFORME N°13 CONDUCTIVIDAD

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