Conductividade ionica

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INSTITUTO​ ​LATINO​ ​AMERICANO​ ​DE​ ​CIÊNCIAS 
DA​ ​VIDA​ ​E​ ​DA​ ​NATUREZA​ ​(ILACVN) 
Curso:​ ​Ingeniería​ ​Física 
Disciplina:​ ​Ingeniería​ ​Electroquímica 
Profesora:​ ​Dr.​ ​Janine​ ​Padilha​ ​Botton 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO ​ ​PRÁCTICA​ ​1 
“CONDUCTIVIDAD” 
 
 
 
Estudiantes: Adel​ ​Abdul​ ​Karim​ ​Moussa 
 Isabella​ ​Grinberg​ ​Francelino 
Karen​ ​Estefany​ ​Mantilla​ ​Urquijo 
 
 
 
 
 
​ ​Foz​ ​do​ ​Iguaçu,​ ​28​ ​de​ ​agosto​ ​de​ ​2017. 
 
ÍNDICE 
 
1. Resumen 
2. Introducción​ ​teórica 
3. Objetivo 
4. Materiales​ ​y​ ​procedimiento​ ​experimental 
5. Resultados​ ​y​ ​discusiones 
6. Conclusiones 
7. Referéncias​ ​bibliográficas 
 
1. Resumen 
 
En este experimento, fueron preparadas soluciones de cloreto de potasio (electrolito 
fuerte) y de ácido acético (electrolito débil), en varias concentraciones, luego fue medida la 
conductividad de cada solución, con el fin de comparar la conductividad de electrolitos de la 
misma composición pero de diferentes concentraciones. Para esto fue calculada la 
conductividad molar de las soluciones para después hallar la variación de la misma con 
respeto a la raíz cuadrada de la concentración. Llegando finalmente a la conclusión que para 
electrolitos fuertes la conductividad molar aumenta lentamente con la dilución, de forma 
linear oponiéndose a un electrolito débil, que tiene una conductividad molar inferior, y menor 
grado de disociación a concentraciones más altas, pero aumenta abruptamente a 
concentraciones​ ​más​ ​bajas. 
 
2. Introducción ​ ​teórica 
 
Los iones son importantes en varios procesos termodinámicos. Por el hecho de que las 
soluciones iónicas pueden conducir corriente eléctrica, el estudio de algunas de sus 
propiedades puede ser muy útil, porque se puede extraer trabajo eléctrico de sistemas de los 
cuales ellas forman parte. Por este motivo, la palabra electrolito es utilizada para describir 
solutos iónicos. La conductividad de soluciones iónicas se debe al movimiento de cationes y 
aniones, ellos se mueven en direcciones opuestas, y así se puede considerar una corriente 
debido​ ​a​ ​los​ ​iones​ ​positivos,​ ​I​+​,​ ​y​ ​una​ ​corriente​ ​debido​ ​a​ ​los​ ​iones​ ​negativos,​ ​I​-​. 
Aplicando una diferencia de potencial entre dos electrodos de platina (Pt), inmersos en 
una solución electrolítica, se verifica un transporte de electricidad a través de la solución, 
acompañado de desprendimiento de material en la superficie de los electrodos. Mediciones de 
las resistencias de soluciones iónicas muestran que está es directamente proporcional a la 
distancia, ​l ​, entre dos electrodos e inversamente proporcional al área ​A de los electrodos (que 
normalmente​ ​son​ ​del ​ ​mismo​ ​tamaño): 
R = ρ lA (1) 
 
donde es la resistencia específica o resistividad de la solución, y sus unidades son ohm.cm. ρ 
Se define también la conductividad ​k (también llamada de conductancia específica) como 
siendo ​ ​la​ ​recíproca​ ​de​ ​la​ ​resistividad. 
 
​ ​​ ​ k = ρ
1 (2) 
 
Las conductividades tienen unidades de S.m​-1​. Resistividades y conductividades son 
muy fáciles de medir experimentalmente usando equipamentos electrónicos modernos. Sin 
embargo, como es de se esperar, son magnitudes que varían mucho, una vez que depende no 
solo del ion, sino también de la concentración de la solución. Como se trata de electrolitos, es 
importante verificar la variación de conductividad de cierta masa de electrolito cuando varía la 
dilución,​ ​o​ ​sea,​ ​el​ ​volumen​ ​en​ ​donde​ ​esta​ ​masa​ ​de​ ​electrolito​ ​está​ ​disolvida. 
 
Figura​ ​1:​ ​Conductividad​ ​vs​ ​concentración 
 
La conductividad de una solución iónica depende del número de iones presentes, 
sendo conveniente considerar otra magnitud dependiente de la concentración molar: la 
conductividad ​ ​molar,​ ​​Λ​,​ ​​definida​ ​por: 
​ ​​ ​Λ = c
k (3) 
 
donde ​k es la conductividad y ​c es la concentración molar del electrolito. La conductividad 
molar es expresa, en unidades SI, por S.m​2​.mol​-1​. Calculando ​Λ utilizando la ecuación (3)​, la 
concentración debe ser expresa en mol.m​-3​. Como se ve, la determinación de la conductividad 
molar de una solución electrolítica de concentración conocida implica la medida de su 
conductividad. 
La conductividad molar, ​Λ, ​de un electrolito sería teóricamente independiente de la 
concentración, caso la conductividad específica fuese proporcional a la concentración del 
electrolito. Sin embargo, la no equivalencia entre la concentración nominal y la concentración 
 
iónica, debido a la débil disociación o fuerte interacción interiónica, promueven la 
dependencia ​ ​de​ ​​Λ​​ ​con​ ​la​ ​concentración. 
El modo de variación de la conductividad molar, en la región de bajas 
concentraciones, caracteriza muy bien los electrolitos fuertes y los electrolitos débiles. Para 
los electrolitos fuertes es posible extrapolar el valor de ​Λ ​para una concentración hipotética 
igual a cero, obteniéndose el valor Ʌ​0 denominado de conductividad molar límite o 
conductividad molar a la dilución infinita. Por otro lado, el comportamiento de los electrolitos 
débiles no permite que se obtenga ese valor por extrapolación y otros procesos deben ser 
utilizados para sua obtención. Esa diferencia de comportamiento puede ser observada en la 
Figura​ ​2. 
 
Figura​ ​2:​ ​Variación​ ​de​ ​la​ ​conductividad​ ​molar​ ​con​ ​la 
concentración​ ​para​ ​electrolitos​ ​fuertes​ ​y​ ​débiles 
 
La conductividad de soluciones electrolíticas es determinada, usualmente, por la 
utilización de una puente de Kohlrausch o, más modernamente, con un conductivímetro. La 
conductividad molar aumenta con la dilución, pero esta variación sigue en los electrolitos 
débiles una marcha diferente de la observada con los electrolitos fuertes. Con estos, la 
variación es regular de modo a ser posible obtener, por extrapolación, la conductividad molar 
a dilución infinita. En los electrolitos débiles (como el ácido acético), la conductividad molar 
aumenta también regularmente con la dilución, pero crece tan abruptamente a grandes 
diluciones que la determinación de Ʌ​0 se torna impracticable por extrapolación. Conforme 
Kohlrausch (1885), la conductividad molar de los electrolitos fuertes varia linealmente con la 
 
raíz cuadrada de la molaridad, en la región de concentraciones moderadas, como se ve en la 
Figura​ ​1.​ ​Esta​ ​relación ​ ​es​ ​representada​ ​por​ ​la​ ​ecuación ​ ​de​ ​Kohlrausch: 
 
​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​Ʌ​ ​=​ ​Ʌ ​0​​ ​− ​ ​𝑏√𝑐 (4) 
 
donde Ʌ ​0 es el punto donde la recta intercepta el origen y –b es el coeficiente angular de la 
recta. 
Cada vez que medimos tenemos una gran probabilidad de cometer algún tipo de error 
que nos ofrezca un resultado más o menos alejado del que realmente deberíamos obtener. De 
entre los errores más comunes podemos distinguir dos grandes grupos: errores sistemáticos. 
Son errores relacionados con la forma en la que se utilizael instrumento de medida y errores 
aleatorios o accidentales. Se tratan de errores que se producen debido a causas que no se 
pueden controlar. Dado que todas las medidas están afectadas por un error experimental, en el 
mundo científico es común hacer constar cada resultado obtenido en una medición junto con 
la ​incertidumbre sobre esa medida. La incertidumbre es un valor numérico que se obtiene 
por​ ​medio​ ​de​ ​dos​ ​nuevos​ ​conceptos​ ​denominados​ ​​error​ ​absoluto​​ ​y​ ​​error​ ​relativo. 
El error absoluto de una medida (ε​a​) es la diferencia entre el valor real de la medida 
(X)​ ​y ​ ​el​ ​valor​ ​que​ ​se​ ​ha​ ​obtenido​ ​en​ ​la​ ​medición​ ​(X​i​). 
ε​a​=X−X​i (5) 
El error absoluto puede ser un valor positivo o negativo, según si la medida es superior 
al​ ​valor​ ​real ​ ​o​ ​inferior​ ​y​ ​además​ ​tiene​ ​las​ ​mismas​ ​unidades​ ​que​ ​las​ ​de​ ​la​ ​medida. 
El error relativo (​ε​r​) ​es el cociente entre el error absoluto y el valor que consideramos 
como exacto (la media). Al igual que el error absoluto puede ser positivo o negativo porque 
puede se puede producir por exceso o por defecto y al contrario que él no viene acompañado 
de​ ​unidades. ​ ​​Es​ ​dado ​ ​a​ ​través​ ​de​ ​la​ ​siguiente​ ​expresión: 
​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​ε​r​=(​ε​a​/X)⋅100​ ​% (6) 
3. Objetivo 
 
 
El objetivo de este experimento fue medir la conductividad de soluciones de ácido 
acético (electrolito débil) y cloreto de potasio (electrolito fuerte) en diferentes 
concentraciones. 
 
4. Materiales​ ​y ​ ​procedimiento​ ​experimental 
 
Materiales: 
○ Solución​ ​de​ ​KCL ​ ​1​ ​mol.L-1 
○ Solución​ ​de​ ​CH3COOH​ ​1​ ​mol.L-1 
○ Pipeta​ ​de​ ​10​ ​mL​ ​y​ ​de​ ​1​ ​mL 
○ Becker​ ​50​ ​mL 
○ Balão​ ​volumétrico​ ​de​ ​25​ ​mL 
○ Conductivímetro 
○ Agua​ ​desionizada 
○ Agua​ ​destilada 
○ Agua​ ​del ​ ​grifo 
 
Procedimiento​ ​experimenta​l​: 
 
Fueron preparadas soluciones de KCl (electrolito fuerte) y de CH​3​COOH (electrolito 
débil), en las siguientes concentraciones: 0,50; 0,30; 0,20; 0,15; 0,10; 0,05; 0,025 mol.L​-1​, a 
partir​ ​de​ ​sus​ ​respectivas​ ​soluciones-matriz​ ​de​ ​concentración​ ​1​ ​mol.L​-1​. 
 
Utilizando la célula de conductividad de inmersión y el conductivímetro, fue medida 
la conductividad de cada una de las soluciones en la temperatura de 25 ​o​C. Se comenzó por la 
solución​ ​más​ ​diluida​ ​del​ ​electrolito​ ​débil. 
 
La conductividad de cada uma das soluciones fue determinada. La conductividad 
molar de cada solución fue calculada utilizando la Ecuación (3). Fue trazado un gráfico 
relacionando la conductividad molar con la raíz cuadrada de la concentración para cada uno 
de los electrolitos estudiados. Para el electrolito fuerte, se obtuvo por extrapolación el valor de 
Ʌ ​0 y fue comparado con el valor tabulado. Fue verificada la validade de la ecuación de 
 
Kohlrausch para soluciones diluidas de electrolitos fuertes. El valor obtenido para Ʌ​0 del KCl 
fue comparado con el valor obtenido utilizando los valores tabulados de las conductividades 
iónicas molares. También fueron medidas las conductividades de tres tipos de agua: del grifo, 
destilada ​ ​y​ ​desionizada. 
 
Los residuos generados durante la realización de este experimento fueron descartados 
en​ ​el​ ​fregadero,​ ​dado​ ​que​ ​no​ ​eran​ ​substancias ​ ​que​ ​causan​ ​daños. 
 
 
5. Resultados​ ​y​ ​discusiones 
 
Los datos recolectados durante el experimento fueron organizados en tablas, donde la 
concentración ​c fue convertida de mol/L a mol/​m​3​, la conductividad ​k ​fue convertida de 
µS/cm ​ ​para​ ​mS/m​ ​y​ ​la​ ​conductividad​ ​molar​ ​​Λ​​ ​fue​ ​calculada​ ​usando​ ​la​ ​ecuación​ ​(3). 
 
Ácido​ ​acético​ ​(CH​3​COOH) Temperatura:​ ​25°C​ ​apróx. 
Concentración 
(mol/ ​m​3​) 
√​c 
(mol/m​3​)​1/2 
k 
(mS/m) 
Λ 
(mSm​2​/mol) 
25 5,0000 35,96 1,4384 
50 7,0710 35,43 0,7086 
100 10,0000 51,25 0,5125 
150 12,2474 61,50 0,4100 
200 14,1421 73,15 0,3657 
300 17,3205 86,52 0,2884 
500 22,3606 111,00 0,2220 
Tabela​ ​1:​ ​Dados​ ​de​ ​conductividad​ ​del​ ​ácido​ ​acético 
 
 
 
 
 
 
Cloreto​ ​de​ ​potásio​ ​(KCL) Temperatura:​ ​25°C​ ​apróx. 
 
Concentración 
(mol/ ​m​3​) 
√​c 
(mol/m​3​)​1/2 
k 
(mS/m) 
Λ 
(mSm​2​/mol) 
25 5,0000 279 11,16 
50 7,0710 560 11,02 
100 10,0000 1089 10,89 
150 12,2474 1616 10,77 
200 14,1421 2138 10,69 
300 17,3205 3157 10,52 
500 22,3606 5176 10,35 
Tabela​ ​2:​ ​Datos​ ​de​ ​conductividad​ ​del​ ​Cloreto​ ​de​ ​potásio 
 
De los datos de conductividad de varios tipos de agua podemos observar que entre más 
purificada este el agua menos capacidad posee de conducir electrones, siendo así el agua 
común que tomamos del grifo, la que presenta una conductividad mayor. Esto se debe a que 
durante el proceso de purificación el agua pierde iones, los cuales se encargan del transporte 
de​ ​cargas. 
 
H2O k​ ​​(µS/cm) 
Del​ ​grifo 74,79 
Destilada 4,71 
Desionizada 1,30 
​ ​​ ​Tabela​ ​3:​ ​Conductividad​ ​en​ ​vários​ ​tipos​ ​de​ ​água 
 
Con ​ ​los​ ​datos​ ​de​ ​la​ ​tablas​ ​1 ​ ​y​ ​2​ ​se​ ​construyeron​ ​los​ ​siguiente​ ​gráficos​ ​de​ ​conductividad 
versus​ ​raíz​ ​cuadrada​ ​de​ ​la​ ​concentración: 
 
 
 
Gráfico​ ​1:​ ​​Λ​ ​x​ ​√​c​ ​do​ ​​CH​3​COOH 
 
Del gráfico 1 podemos observar que el CH​3​COOH presenta el comportamiento típico 
de un electrolito débil, en el cual su conductividad molar decrece exponencialmente con la 
raíz​ ​cuadrada​ ​de​ ​la​ ​concentración. 
 
 
Gráfico​ ​2:​ ​​Λ​ ​x​ ​√​c​ ​do​ ​​KCL 
 
Ya del gráfico 2 podemos observar que el KCL presenta el comportamiento típico de 
un electrolito fuerte, en el cual su conductividad molar también decrece con la raíz cuadrada 
de la concentración pero lo realiza de una manera linear. De este gráfico, también se obtuvo el 
valor del coeficiente angular de la recta (b) que corresponde a la conductividad molar en 
dilución infinita ​Λ​o según la ecuación (4) y comparándolo con el valor de ​Λ​o ​encontrado en 
tablas vemos que el error relativo, el cual se calculó usando la ecuación (6) es de 23.95%, esto 
debido a una suma de errores en el momento de registrar las medidas y también debido a la 
variación de la temperatura en el laboratorio durante el experimento, ya que no era posible 
controlar dicha magnitud para que se mantuviera constante en 25°C, temperatura en la cual se 
basaron​ ​las​ ​tablas​ ​padrón​ ​de​ ​conductividad ​ ​molar. 
 
Λ​o​​ ​(extr.​ ​Λ​ ​x ​ ​√​c) 11,4​ ​​(mSm​2​/mol) 
Λ​o​ ​​ ​​(padrón​ ​-​ ​25°C) 14,99​ ​​(mSm​2​/mol) 
Error​ ​relativo 23,95% 
Tabela​ ​4:​ ​Conductividad​ ​molar​ ​del​ ​KCL 
 
Posiblemente si hubiéramos registrado el valor de la temperatura durante determinados 
intervalos de tiempo durante el proceso de medición de la conductividad, el valor de ​Λ​o se 
hubiese aproximado al de un valor padrón de està media de temperatura probablemente 
inferior​ ​a​ ​25ªC. 
 
6. Conclusiones 
 
Gracias al experimento comprobamos que la conductividad de un electrolito depende 
no solo de la composición del mismo, si no dela concentración de soluto que se encuentra en 
él. También que la variación de la conductividad molar respecto a la concentración es 
diferente para los electrolitos fuertes y débiles. En un electrolito fuerte, la conductividad 
molar disminuye de forma lenta y lineal en función al aumento en la concentración, en 
cambio, en los electrolitos débiles la conductividad molar depende fuertemente de la 
concentración, cuanto más diluida sea una solución, mayor será su conductividad molar, 
debido al aumento de la disociación iónica. Respecto al agua, comprendimos cómo su 
 
capacidad de conducciòn de cargas disminuye a medida que se encuentra en un estado cada 
vez​ ​más​ ​puro. 
 
Finalmente, podemos concluir que los objetivos propuestos para este experimento 
fueron cumplidos satisfactoriamente, con una cercanía entre los datos obtenidos de manera 
experimental ​ ​y​ ​los​ ​esperados​ ​por​ ​la​ ​teoría. 
 
7. Referéncias​ ​Bibliográficas 
 
[1] Guía de laboratorio 1, Ingeniería Electroquímica, Conductividad de Electrólitos, UNILA, 
2017-2 
 
[2]​ ​​Grupo​ ​FISICALAB,​ ​Errores​ ​en​ ​la​ ​medición,​ ​Disponible​ ​en: 
<​https://www.fisicalab.com/apartado/errores-absoluto-relativos#contenidos​>, 
Accesado​ ​el​ ​día:​ ​27/08/2017.