conduct iv i dad

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

FACULTAD DE QUÍMICA, INGENIERÍA QUÍMICA E INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA

Curso : Laboratorio de Fisicoquímica II

Tema : “Conductividad de las soluciones electrolíticas”

Profesor : Ing. Francisco Torres Díaz

Integrantes : Acevedo Cano, Renzo 07070145Mori Mori, Edwin 10070035

Fecha de realización : 24/ 06 / 13

Fecha de entrega : 01 / 07 / 13

Ciudad Universitaria, julio de 2013

LIMA – PERÚ

VI 6-9 - FQII -D

Conductividad de las soluciones electrolíticas VI 6-9-FQII-D

TABLA DE CONTENIDO

I Resumen 1

II Introducción 2

III Principios Teóricos 3

IV Procedimiento experimental 6

V Tablas de datos y resultados 7

VI Ejemplo de cálculos 11

VII Análisis y discusión de resultados 15

VIII Conclusiones y Recomendaciones 16 - 17

IX Bibliografía 18

X Apéndice: Cuestionario 19

Gráficas 22


RESUMEN

La práctica se llevó a cabo bajo las siguientes condiciones: una presión de 756 mmHg, una temperatura de 20 0C y un porcentaje de humedad del 96%.

El objetivo de esta experiencia es determinar la conductividad de las soluciones de KCl aprox. 0.01N, HAc y HCl de aproximadamente 0.01, 0.002 y 0.00064N teniendo en cuenta a los electrolitos fuertes como el HCl y a los débiles como el HAc.

Primero corregimos las normalidades de las soluciones anteriores, para ello se utilizó biftalato de potasio como patrón primario para valorar al NaOH, obteniendo para la base una normalidad corregida de 0.0098N, con esta normalidad valoramos los ácidos, los mismo que fueron obtenidos por dilución de ácidos mas concentrados HCl y HAc de aprox. 0.01N.

Al valorar los ácidos con la base, se obtuvieron las sgtes, normalidades: Para el HCl, 0.00882, 0.00196 y 0.000588N; mientras que para el HAc, 0.006664, 0.002352 y 0.000637N.

Se preparó una solución de KCl l 0.01N a partir de una solución de KCl 0.02N. Luego, para poder medir la conductividad eléctrica de cada solución se calibró el instrumento con una solución estándar, luego se midieron las conductividades de las diluciones preparadas.

Por último medimos la conductividad de la solución de KCl que fue de 1.85uS, la cual se utilizó para hallar la constante de celda que fue de 0.6888cm-1.

Realizando los cálculos requeridos, se halló la constante de ionización del ácido acético que resultó ser 1.7867 x 10-5 y conociendo el valor teórico, 1.75x 10-5, se calculó el porcentaje de error que fue de 2.097% por defecto.

Finalmente determinamos la conductividad equivalente a dilución infinita experimental para el HCl a través de una gráfica, su valor es de 326.5 S/cm. eq, asimismo se halla su valor teórico, 370.19 S/cm.eq, correspondiéndole un error experimental de 11.8%.

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INTRODUCCIÓN

Las determinaciones de la conductividad reciben el nombre de determinación conducto métricas. 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 electrolito, es decir, su solubilidad.

Un método práctico sumamente importante es el de la titulación conducto métrica, 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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PRINCIPIOS TEÓRICOS

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.

R= rlA y

r=RAl

La constante de proporcionalidad r, se define como resistencia específica, y es la resistencia que opondría un cubo del material, que midiera un centímetro por lado.

En la proximidad del cero absoluto, la resistencia de los metales se vuelve extremadamente baja.

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Al tratar con soluciones de electrolitos, se suele emplear la conductancia específica k, es decir, el valor recíproco de la resistencia específica. De este modo:

CONDUCTANCIA EQUIVALENTE.

Para poder representar la conductancia del peso equivalente de un electrolito es conveniente introducir el término conductancia equivalente.

La conductancia equivalente л, se obtiene multiplicando la conductancia específica k por el volumen V en mililitros, que contenga un equivalente – gramo del soluto, es decir, por 1000/C, donde C es el número de equivalentes – gramo por litro.

Λ = V k =1000 kC

Como 1000/C tiene las unidades de cm3 equiv-1 y k tiene las unidades de ohmio-

1cm -1, la conductancia equivalente tiene las unidades de cm2 equiv-1 ohmio-1.

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.

IONIZACIÓN DE LOS ELECTROLITOS DÉBILES.

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 esta cargado.

Si en la solución se tiene 1 equivalente de electrolito, habrá α equivalentes de cada ion.

α= ΛΛ0

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k=1r= lRA


Aunque esta ecuación es satisfactoria para los electrolitos débiles, no puede aplicarse a los electrolitos fuertes en los cuales la disociación es prácticamente completa. El cambio en la conductancia equivalente de los electrolitos fuertes causada por la concentración, se debe a un cambio en la velocidad de los iones.El equilibrio o la constante de ionización K se obtiene por la ecuación:

K=(cα ) (cα )c (c−α )

= α2c1−α

La constante de ionización calculada de esta manera, no es independiente de la concentración, lo cual se debe a que se han suprimido los coeficientes de actividad así como la relación entre la conductancia iónica y la concentración.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A. Preparación de soluciones.

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1. Se preparó una solución de KCl 0.02N y por dilución de ésta se llevó hasta 0.01N.

2. Se Preparó 250mL de diluciones de HAc y de HCl de concentraciones 0.01, 0.002 y 0.00064N a partir de 0.05N.

3. Valoramos las soluciones de NaOH (aprox. 0.01N), HCl (aprox.0.05N) y HAc (aprox. 0.05N) así como también las soluciones preparadas en el paso (2).

4. Se usó al biftalato de potasio como patrón para la soda.

B. Calibración del conductímetro.

5. En una probeta limpia y seca se agregó una cantidad de solución estandar H17030.

6. Se lavó el electrodo del conductímetro con agua destilada y luego se secó.

7. Se sumergió el electrodo y un termómetro en la solución de la probeta, ajustando el instrumento a la temperatura dicha.

8. Con movimientos rotacionales del electrodo se eliminaron todas las burbujas formadas en el interior de éste al sumergirlo en la solución estándar de la probeta.

9. Se llevó el instrumento a una escala de 0 – 19990uS, habiendo ajustado también la temperatura de la solución.

B. Lectura de la conductividad de soluciones

10. Se colocó en una probeta una pequeña cantidad de la solución de KCl 0.01N para enjuagar la probeta con dicha solución, se desechó la solución.

11. Sin enjuagar la probeta se colocó una nueva porción de la solución (aprox. 30mL) se eliminaron las burbujas, se midió la conductividad de la solución.

12. Se realizó este procedimiento dos veces para cada solución preparada, contando también con las soluciones puras.

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TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS

Tabla Nº 1: Condiciones de laboratorio

P (mmHg) 756T(ºC) 20

H.R (%) 96

Tabla Nº 2: Valoración del NaOH con BHK

W BHK (g)

Vgast. NaOH (ml)

P.E.BHK (gr/eq)

NNaOH (corregida)

0.0255 12.7 204.22 0.0098

Tabla N0 3: Valoración de las soluciones de CH3COOH con NaOH.

CH3COOH (N)Volumen

gastado de NaOH (ml)

Normalidad corregida de CH3COOH (N)

Volumen de HAc

usado (mL)

0.01 3.4 0.006664 5.0

0.002 2.4 0.002352 10.0

0.00064 1.3 0.000637 20.0

Tabla N0 4: Valoración de las soluciones de HCl con NaOH.

HCl (N)Volumen

gastado de NaOH (ml)

Normalidad corregida de

HCl (N)

Volumen de HCl usado (mL)

0.01 4.5 0.00882 5.0

0.002 2.0 0.00196 10.0

0.00064 1.2 0.000588 20.0

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Tabla Nº 5: Conductividad de las soluciones obtenida con el conductímetro.

Solución (N)

Conductividad (L) (uS)

KCl (0.01)

1.85

CH3COOH (0.01)

180.245

CH3COOH (0.002)

82.6

CH3COOH (0.00064)

58.5

HCl (0.01)

3.63 x 103

HCl (0.002)

607

HCl (0.00064)

156.9

Tabla N0 6: Conductividad específica (K) y equivalente () de las soluciones.

SoluciónNormalidad corregida

(N)K (uS/cm) (S*cm-1eq-1)

CH3COOH (0.01N) 0.006664 124.15 18.63

CH3COOH (0.002N) 0.002352 56.895 24.19

CH3COOH (0.00064N) 0.000637 40.295 63.26

HCl (0.01N) 0.00882 2.50x 103 283.45

HCl (0.002N) 0.00196 418.102 213.32

HCl (0.00064N) 0.000588 108.073 183.798

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Tabla N0 7: Datos para realizar las gráficas vs √N para el HCl a 20º C.

Solución (S. cm-1eq-1) √N

HCl(0.00882N) 283.45 0.0939

HCl(0.00196N) 213.32 0.0443

HCl(0.000588N) 183.798 0.0242

Tabla N0 8: Datos teóricos (*) para: λ0t =λ25 [1+a(t-25)]

Ion a λ25

CHCOO- 0.0219 40.9

H+ 0.0142 349.82

Cl- 0.0188 76.34

Tabla N ° 9: Conductividad Límite ∞.

∞ del HAc (por contribución a 20° C)

∞ del HCl (por gráfica a 20° C)

361.4 S/cm.eq 149.62 S/cm.eq

Tabla N° 10: Grado de Disociación y Ki para la solución de CH3COOH.

Solución (normalidades

corregidas)

Grado de disociación

()

Ki experiment

al x 10-5

CH3COOH (0.006664N)

0.0515 1.863x10-5

CH3COOH (0.002352N)

0.067 1.132x10-5

CH3COOH (0.000637N)

0.175 2.365x10-5

Ki promedio = 1.7867 x 10-5

Tabla Nº 10: Porcentaje de error para el Ki del HAc.

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Ki Teórico (*) Ki Experimental %Error

1.75x10-5 1.7867 x 10-5 2.097

Tabla Nº 11: Porcentaje de error del Φ del HCl.

Φ Teórico (*) Φ Experimental %Error

370.19 326.5 11.8

EJEMPLO DE CÁLCULO

a) Obtenga la constante de celda a partir de las medidas para el KCl 0.01N.

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Sabemos que:k = L x (d / A)…..(1)

Donde:

K: conductividad específica.L: conductividad eléctrica.d/A: constante de celda.

Se tienen los siguientes datos:

Interpolando entre 18 y 25ºC

Siendo K(18º C) = 1.22052 mS/cm K(25º C) = 1.40877 mS/cm

La conductividad (k) del KCl (20º C) = 1.27430 mS/cm Conductividad eléctrica del conductímetro (instrumento) = 1.85 us

Reemplazando estos valores en la ecuación (1), se tiene:

d / A = k / L

d / A = (1.2743ms/cm) / 1.85us

d / A = 0.6888 cm-1

b) Determine las concentraciones exactas de las soluciones y diluciones.

* Valoración del NaOH

Para la valoración del NaOH se utiliza como patrón primario al Biftlato de Potasio (BHK), y la normalidad corregida se obtiene por la siguiente ecuación:

# eq – g NaOH = # eq – g BHK

N (corregida NaOH) = peso de BHK Peq. BHK x Vgast .NaOH

N (corregida NaOH) = 0.0255g 204.22 x 0.0127L

N (corregida NaOH) = 0.0098N

* Valoración del CH3COOH (0.05, 0.01, 0.002 y 0.00064 N)

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Se valoran las soluciones de CH3COOH usando al NaOH ya valorado.

Para CH3COOH 0.002N:

# eq – g ácido = # eq – g base

N (corregida CH3COOH) = N NaOH x V NaOH

V CH3COOH

N (corregida CH3COOH) = 0.0098N x 2.4mL 10mL

N (corregida CH3COOH) = 0.002352N

Del mismo modo se procede para las otras soluciones de CH3COOH ver Tabla N °3.

* Valoración de las soluciones de HCl (0.05, 0.01, 0.002 y 0.00064)

Para el HCl 0.002N# eq – g ácido = # eq – g base

N (corregida HCl) = N NaOH x V NaOH

V HCl

N (corregida HCl) = 0.0098N x 2mL 10mL

N (corregida HCl) = 0.00196N

Del mismo modo se procede para las otras soluciones de HCl ver Tabla N °4.

c) Cálculo de la conductividad específica (k) de todas las soluciones, para ellas calcule también la conductividad equivalente ( ).

Para CH3COOH 0.000637N:

k = L x ( d / A )

k = 58.5 uS x 0.6888 cm-1

k = 40.295 uS x cm-1

Como se tiene k y también la normalidad se puede hallar la conductividad equivalente ( ) mediante la siguiente ecuación:

= k * ( 1000/N )

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= (40.295uS X 1000) / 0.000637 = 63.26 S/cm x eq

Del mismo modo se procede para las otras soluciones ver Tabla N ° 5.

d) Grafique vs. √N para el HCl.

Para esta gráfica (ver apéndice) se tiene en el eje de las abscisas la raíz de la normalidad corregida y en el eje de las ordenadas a la conductividad equivalente para cada solución (los datos en tabla N ° 7).

e) Calcule la conductividad límite del HAc por contribuciones.

Para el cálculo de la conductividad límite, se emplea la siguiente fórmula:

∞ = λ CH3COO- + λ H+

λ CH3COO- y λ H+ se obtienen de:

λ0t =λ25 [1+a (t-25)]

Donde “λ25“y “a” son datos teóricos ver tabla N ° 8.

Reemplazando se tiene:

λ CH3COO- = 40.90 x (1 + 0.0219 x (20 - 25)) = 36.42

λ H+ = 349.82 x (1 + 0.0142 x (20 - 25)) = 324.98

∞ = (36.42 + 324.98) S/cm.eq

∞ = 361.4 S/cm.eq

f) Determinando el grado de disociación del HAc en cada una de las soluciones y con estos valores, la constante de ionización del ácido.

Para hallar el grado de disociación se hace uso de la siguiente fórmula:

α= ΛΛ∞

En este caso el cálculo se va a realizar para el ácido acético a 0.000637N.

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α=63 . 26361 . 4

α=0 . 175

Con este “α“se halla la constante de ionización con la siguiente fórmula:

Ki CH3COOH = 2 x N (1 - )

Reemplazando, se tiene:

Ki CH3COOH = 0,175 2 x 0,000637 (1 – 0.175)

Ki CH3COOH = 2.365 x 10-5

Igualmente se halló Ki para las demás soluciones (ver tabla Nº 10), sacando promedio:

Ki CH3COOH = 2.365 x 10-5

g) Calculando el porcentaje de error:

% Error (Ki CH3COOH)= Ki HAc (teórico) - Ki HAC (exp.) x 100Ki HAC (teórico)

% Error (Ki CH3COOH)= 1.75 x 10 -5 – 1.7867 x 10-5x 1001.75 x 10-5

% Error (Ki CH3COOH) = 2.097%

Igualmente se procede para calcular el error del HCl, (ver tabla Nº 10 y 11)

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ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

El porcentaje de error obtenido en el calculo de la Ki del HAc, que es de

2.097% y de la conductividad infinita del HCl que fue de % puede ser debido a

un error en la preparación de la solución de KCl 0.01N, con esto, todos los

cálculos se verían afectados, pues a partir de la lectura obtenida de la

conductividad de ésta solución se obtuvo la constante de celda, que será

utilizada para hallar las conductividades específicas de cada solución.

También 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 arrastraría el error hasta el final.

Otro error que también afecta los cálculos, sucede al momento de valorar el

hidróxido de sodio con biftalato de potasio, la medición del volumen gastado

de la base y el peso usado de biftalato nunca es 100% exacto, a partir de allí

se arrastran errores de cálculo.

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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 limite de un electrolito fuerte puede ser hallada

en una gráfica Λ vs √N , el 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 limite 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.

La conductividad equivalente y la conductividad equivalente límite de un electrolito son directamente proporcional a la temperatura y a la concentración de la solución.

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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 co 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.

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.

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BIBLIOGRAFÍA

Castellan g., ‘Fisicoquímica’, 1ra edición, Fondo Educativo interamericano, México, 1978. Pág 694 - 698, 709 - 711.

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

Interamericano, Pág 805 - 808

Marón S., Lando, ’Fundamentos de Fisicoquímica’’, 1era Edición, Editorial

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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APENDICE

CUESTIONARIO

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 aproximadamente 0.016 y 0.018 respectivamente.

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.

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.

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3.- Explique que tipo de corriente (C.A o C.C) se utiliza en la determinación de la conductancia.

l 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.

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