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EDUCACIÓN
Conductividad
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
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 |
Ejemplo De Calculo
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 = WBFK
PE BFK
WBFK = 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 VHCl
NNaOH = 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 N
K = L. (D/A)
L = 16.17 x 10-3 s
D/A = 1.0289 cm-1
Reemplazando los datos, en la ecuación
dada, se obtiene: K = 1.66 x 10-2 s/cm.
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.
Conclusiones Y Recomendaciones
La 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.
Trabajo enviado por:
Rodney Pujada
Rodneyperu@latinmail.com
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