PONTIFICIA UNIVERSIDAD UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚ FACULTAD DE CIENCIAS E INGENIERÍA
Laboratorio 2 de Físico-Química
SEGUNDA PRÁCTICA DETERMINACIÓN DE LA CONDUCTIVIDAD MOLAR DE ELECTROLITOS FUERTES
Fecha del experimento: 14 de Setiembre Integrantes: - Brenda DAcunha - Carla Sánchez
Código: 20067205 20072193
2010
1.
OBJETIVOS
-
Comprobar que se cumple la ley de Kohlrausch para soluciones diluidas de electrolitos fuertes, así como también determinar la conductividad molar de l os mismos. Determinar la conductividad molar de un electrolito débil a dilución infinita.
2.
MARCO TEÓRICO
En un conductor electrolítico la conductancia depende de su concentración, es por esto que se establece el concepto concepto de conductividad molar, que es la conductividad conductividad que existe en 1 mol de electrolito por cada litro de solución. Conductancia eléctrica (G) está definido como la facilidad que dicho conductor presenta al movimiento de los electrones, esto esto es, la inversa de su resistencia eléctrica (R): G=1/R La unidad de la conductancia es el siemens (S). Conductividad La conductividad molar es una magnitud mag nitud que da cuenta de la capacidad de transporte de corriente eléctrica de un electrólito en una disolución. Depende de la concentración (n° de iones en ella: cationes o aniones). Pero también depende de la naturaleza del soluto.
Donde K es la conductividad de la solución y c es la concentración molar del electrólito. Las unidades de la conductividad conductividad molar son Sm2mol-1 La conductividad de una solución de electrolitos (fuertes o débiles) aumenta al incrementar la concentración de iones. En el caso de electrolitos fuertes, el número de iones por unidad de volumen aumenta en proporción directa a la concentración. No es así para electrólitos débiles. En ellos el aumento no es tan grande debido a la ionización parcial del soluto. Por esta razón, la conductividad de electrolitos débiles no aumenta tan r ápido como en los electrolitos fuertes.
Ecuación N°1 Ley de Kohlrausch Figura N° 1 Extraída de: http://www1.uprh.edu/inieves/w_CONDUCTANCIA-.htm
Es la ecuación N°1 de una línea recta si se dibuja lambda vs (M)1/2 con intercepto intercepto en el eje vertical que corresponde a la conductividad molar a dilución infinita. El valor de la conductividad molar, cuando M va a cero (dilución infinita), representa la conductividad molar de los iones tan separados que no interaccionan entre sí al migrar hacia los electrodos. La figura 1, a su vez, muestra electrólitos fuertes que obedecen la ley de Kohlrausch si la solución es diluida. Para electrolitos débiles no obtenemos una recta. El aumento en la conductividad molar de los electrolitos débiles que ocurre al diluir, se debe principalmente a un aumento en el número de iones que resulta cuando se desplaza el equilibrio de disociación hacia la derecha.
Las conductividades molares en dilución infinita de varios electrolitos fuertes diferentes, los iones migran independientemente. Esto significa que en dilución infinita la conductividad molar es igual a la suma de las l as conductividades molares límites del catión y del anión:
3.
MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales:
3 fiolas de 250 ml 15 fiolas de 100 ml Pipetas volumétricas (5ml, 10ml, 20ml) 2 erlenmeyer 15 tubos con tapa rosca Varillas y cucharitas de vidrio
Equipo:
conductímetro Hanna HI 8820 Termostato Balanza analítica
Reactivos:
Ácido clorhídrico (12M) Hidróxido de sodio Fenolftaleína Biftalato de potasio Acetato de sodio
4. PROCEDIMIENTO 4.1. Preparación de las soluciones
Preparar una solución de 0.5M de HCl
Diluir y obtener 4 soluciones de 0.1, 0.05, 0.01 y 0.005M (100mL)
Realizar el mismo procedimiento para soluciones de NaCl (0.5M) y CH 3COONa (0.5M)
Transferir aprox. 20mL de cada solución a tubos de ensayo con tapa rosca
4.2. Calibración del conductímetro
Lavar el conductímetro con abundante agua destilada.
Colocar la solución patrón (KCl) en un tubo de ensayo e introducir el conductímetro
Si no se puede calibrar de esta manera, hacerlo manualmente hasta obtener el valor deseado.
Verificar que la lectura del conductímetro sea igual a la especificada a la de la solución patrón a la temperatura ambiente.
4.3. Medición de la conductividad
Introducir el conductímetro en la solución que se desea medir.
Anotar el valor obtenido
Retirar el conductímetro de la solución
Repetir el procedimiento para las demás soluciones.
Lavarlo con abundante agua destilada hasta obtener una lectura de 2µS o menor para el agua destilada.
A 18°C debe ser 1225µS/cm
5. DATOS
5.1. Preparación de las soluciones NaCl 0.5M: Se pesó 7.31180g de NaCl 0.125 moles de NaCl. Luego, se disolvió con agua destilada y trasvasó en una fiola de 250mL hasta enrasar.
A continuación, a partir de esta solución se preparó 100mL de soluciones de 0.1M, 0.05M, 0.01M y 0.005M. CH3COONa 0.5M: Se pesó 10.2538g de CH3COONa 0.125 moles de CH3COONa. Se disolvió en agua destilada, se trasvasó a una fiola y se enrasó hasta completar los 250mL.
A partir de esta solución, se preparó 100mL de disoluciones de 0.1M, 0.05M, 0.01M y 0.005M. HCl 0.5M: en una fiola de 250mL se colocó 10.42mL de HCl concentrado y luego se enrasó. Para comprobar la concentración, se estandarizó con NaOH, que, a su vez, fue estandarizado con Biftalato de potasio: Se preparó NaOH 0,5M y para una alícuota de 10 ml se pesó 1,02186 g de biftalato. A continuación, se procedió a la titulación de Biftalato con NaOH. El indicador usado fue fenolftaleína. Volumen gastado 1 10.3mL Volumen gastado 2 10.4mL 0.01mL Blanco
Una vez estandarizado el NaOH, se pasó a estandarizar el HCl para poder obtener la verdadera concentración: concentración: Volumen gastado 1 18.4 mL Volumen gastado 2 18.6 mL Blanco 0.01mL
A pesar de que se necesitaba una solución 0.05 M y se obtuvo una de 0.09M, a partir de esta solución, se preparó 100mL de soluciones de 0.1M, 0.1 M, 0.05M, 0.01M y 0.005M. 0.00 5M.
5.2. Medición de la conductividad específica de las soluciones Con la ayuda de un conductímetro, se pudo medir las siguientes conductividades: Tabla 1. Conductividad específica de HCl a distintas concentraciones [HCl] (mol/L) (S/m) 0.9 27.91 0.1 3.76 0.05 1.865 0.01 0.396 0.005 0.199 Tabla 2. Conductividad específica de NaCl a distintas concentraciones [NaCl] (mol/L) (S/m) 0.5 4.02 0.1 0.867 0.05 0.455 0.01 0.0938 0.005 0.0476
Tabla 3. Conductividad específica de CH 3COONa a distintas concentraciones [CH3COONa] (mol/L) (S/m) 0.5 2.56 0.1 0.578 0.05 0.31 0.01 0.065 0.005 0.032
6. CÁLCULOS Y RESULTADOS Determinación de la conductividad molar para las disoluciones:
×
Tabla 4. Conductividad específica y molar de las soluciones de HCl 3 [HCl] (mol/m ) (S/m)
900 100 50 10 5
30 10 7.0711 3.1622 2.2361
27.91 3.76 1.865 0.396 0.199
0.0310 0.0376 0.0373 0.0396 0.0398
Tabla 5. Conductividad específica y molar de las soluciones de NaCl 3 [NaCl] (mol/m ) (S/m)
500 100 50 10 5
22.361 10 7.0711 3.1622 2.2361
4.02 0.867 0.455 0.0938 0.0476
0.00804 0.00867 0.00909 0.00938 0.00952
Tabla 6. Conductividad específica y molar de las soluciones de CH 3COONa [CH3COONa] (S/m) (mol/m3) 500 22.361 2.56 0.00512 100 10 0.578 0.00578 50 7.0711 0.31 0.0062 10 3.1622 0.065 0.0065 5 2.2361 0.032 0.0064 A partir de esto, es posible obtener el , graficando la conductividad molar vs. La raíz raí z de la concentración y aproximando la concentración a cero: Gráfica 1 Conductividad molar en el límite concentración cero para el HCl
Conductividad molar vs. Raíz de la concentración para el HCl 0.045 0.04 0.035 0.03 0.025 0.02 0.015 0.01 0.005 0
y = -0.000x + 0.040 R² = 0.981
0
5
10
15
20
25
30
35
Ahora, es posible aproximar la recta para cuando x=0, de manera que se puede obtener el . Y= -0.0003 (0) + 0.0403 Y= 0.0403
Gráfica 2 Conductividad molar en el límite concentración cero para el NaCl
Conductividad molar vs. Raíz de la concentración para el NaCl 0.0096 0.0094 0.0092 0.009 0.0088 0.0086 0.0084 0.0082 0.008 0.0078
y = -7E-05x + 0.009 R² = 0.963
0
5
10
15
20
25
Gráfica 3 Conductividad molar en el límite concentración concentración cero para el CH 3COONa
Conductividad molar vs Raíz de la concentración para el CH3COONa 0.007 0.006 0.005 y = -7E-05x + 0.006 R² = 0.966
0.004 0.003 0.002 0.001 0 0
5
10
15
20
25
En resumen, tenemos: Tabla 7. Conductividad en el límite de dilución hallada en el l aboratorio Solución
HCl
NaCl CH3COONa
Ahora, es posible hallar la conductividad molar límite del ácido acético, utilizando los valores de conductividad de los electrolitos fuertes hallados anteriormente:
×
7. DISCUSIÓN DE RESULTADOS Al graficar la conductividad molar vs la raíz de la concentración de los electrólitos, se puede observar una tendencia a la linealidad en todos los casos. El ajuste a la recta es bastante bueno, siendo mayor a 0.95 en todos los casos. Esto permite decir que se cumple la ley de Kohlrausch para estos casos. Si comparamos los valores obtenidos, así como las gráficas, podemos ver que la conductividad varía con la concentración de las soluciones. Esta aumenta a medida que la concentración lo hace, ya que incremente también el número de iones por unidad de volumen en la solución. También, se puede observar que la conductividad del HCl es mayor a la de las demás. Esto se debe a que el ión H + presenta una gran velocidad. Cada ión H + intercambia su protón al azar con las moléculas de agua que lo rodean, y así, logra avanzar más rápido que, por ejemplo, un ión Na+, que está rodeado de moléculas de agua y es más grande y, por tanto, avanza más lento. El error obtenido es bastante bajo (4.53%), por lo que se puede decir que el experimento es bastante eficiente para calcular el la conductividad de electrolitos débiles, como es el ácido acético.
Algunas causas de error que pudieron afectar al experimento se deben principalmente al manejo del conductímetro y a su lavado, así como también a una variación de la temperatura. El cable del conductímetro se encontraba bastante suelto, por lo que era necesario mantenerlo sujeto todo el tiempo que se realizaban las mediciones, de otra manera, la lectura oscilaba todo el tiempo y era incorrecta. Afortunadamente, este hecho parece no haber afectado en demasía los valores tomados. El buen lavado del instrumento es esencial para evitar que restos de la solución medida en la celda afecten a las siguientes mediciones. Es por esto que se lavó el conductímetro varias veces con agua destilada luego de cada medición y se comprobó que la conductancia conductancia del agua esté siempre entre 1-2mS. 8. CONCLUSIONES -
Se comprobó que la ley de Kohlrausch ( ) se cumple para soluciones diluidas de electrólitos fuertes, como es el caso del HCl, el NaCl y el CH3COONa.
-
Además, fue posible determinar la conductividad molar de los mismos de una manera eficiente y fácil, así como también, determinar la conductividad molar de un electrolito débil a dilución infinita.
-
La conductividad equivalente del electrólito débil (acetato de sodio) disminuye rápidamente al aumento de la concentración de la solución pues se disocia más a mayor dilución.
-
La conductividad específica (K) disminuye conforme la concentración disminuye mientras que la conductividad equivalente (lambda) aumenta al disminuir la concentración de la disolución.
-
La mayor conductividad del HCl, con respecto a los otros electrólitos, se debe a la gran velocidad que tienen los H + para transportarse. Esto ocurre por la transferencia de los protones mediante moléculas de agua del medio.
-
Es necesario el buen lavado del conductímetro para evitar que residuos de soluciones más o menos concentradas afecten la conductividad de la solución (la conductividad depende de la concentración), así como también mantener la temperatura constante a lo largo del experimento para que los valores experimentales se asemejan a los teóricos.
9. BIBLIOGRAFÍA -
LEVINE, IRA, Físico-química, tercera edición, Ed. Mc Graw Hill, Madrid, 1994, pág.: 576-590 Conductancia de electrolitos. En: http://www.scribd.com/doc/22810615/Lab-FiquiIIConductanciaDeLosElectrolitosB. Búsqueda realizada el día 17 de setiembre del 2010. CRC HANDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS 87th ed. 2006-2007 Determinación de la constante de equilibrio del ácido acético mediante medidas de
conductividad. Departamento de ciencias ambientales. Área de química-física. http://www.upo.es/depa/webdex/qu http://www.upo.es/depa/webdex/quimfis/docenc imfis/docencia/biotec_termo/Pract ia/biotec_termo/Practica3TyCQ0506.pd ica3TyCQ0506.pd f. Búsqueda realizada el día 18 de setiembre del 2010
