eletrolitos (3)

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José Antonio Azeredo Junior
Júlia Marques Figueira
 Luiz Octavio P. Branco
Físico Química Experimental
CONDUTIVIDADE DE ELETRÓLITOS
Relatório apresentado a professora
da Universidade Federal do Rio de
Janeiro, Dra. Kênia.
Macaé, Julho 2019
INTRODUÇÃO
Eletrólito é toda substância que, dissociada ou ionizada, origina íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions), pela adição de um solvente ou aquecimento. Desta forma torna-se um condutor de eletricidade. (UDESC, 2014).
A condutividade elétrica ou condutância específica é a capacidade de uma solução de conduzir a corrente elétrica, ou seja, especificar o caráter elétrico de um material permitindo diferenciar eletrólitos fracos ou fortes. Eletrólitos fortes seguem a lei de Kohlrausch e eletrólitos fracos seguem a lei de diluição de Ostwald. O processo da condução de corrente elétrica em soluções eletrolíticas difere em comparação com os metais. Nos metais, a corrente é composta apenas “elétrons livres” e nos líquidos a condução é feita pelo movimento de íons solvatados da mesma forma que os condutores metálicos. A condutância é definida como o inverso da resistência e expressa em ohm (Ω-1), ou Siemens (S), onde 1 S = Ω-1 = = 1 C. V-1 , s -1. (UDESC, 2014)
Pode-se alcançar a condutividade de um solução através da medida de resistência de uma solução “pré-determinada” padrão, como o KCl 0,02000 mol/L. Assim, se obterá a determinação da constante da célula. O aumento da temperatura pode elevar o valor de condutividade, assim, é necessário que a condutividade seja determinada a 25ºC (temperatura de referência) para equipamentos que não possuem o sistema de compensação automático de temperatura. (UDESC, 2014)
O conceito de condutividade molar (Ʌm) é inserido a partir da dependência do número de íons da solução, onde a equação é : Ʌm =  Ʌ°m − 𝐾C1/2 (UDESC, 2014)
A condutividade molar pode variar com a concentração de determinados eletrólitos. Entre as principais razões para este efeito estão a variação no número ou na mobilidade dos íons presentes. O primeiro caso acontece em eletrólitos fracos, onde a dissociação dos íons em solução não é completa. O segundo caso ocorre com eletrólitos fortes, cuja dissociação da molécula em seus íons em solução é total, que pode reduzir sua mobilidade em solução. (UDESC, 2014).
Os eletrólitos fortes, sólidos iônicos e ácidos fortes, são substâncias que se encontram quase que totalmente ionizadas em solução. Em uma solução concentrada  de um eletrólito forte, os íons estão suficientemente próximos uns dos outros, de forma que o movimento dos mesmos é influenciado não apenas pelo campo elétrico impostos pelos eletrodos, mas também pelo campo da vizinhança iônica. As velocidades iônicas dependem então das duas forças. As baixas concentrações, as condutividades molares dos eletrólitos fortes variam linearmente com a raíz quadrada da concentração. Essa expressão apresenta-se como a Lei de Kohlrausch (equação 1), onde b é uma constante: 
       Ʌm = Ʌ°m − b√M Equação (1)
onde depende da estequiometria do eletrólito e a constante Ʌ°m é a condutividade molar limite, isto é, a condutividade molar no limite da concentração. Ʌ°m é obtida por extrapolação, para valores de diluição infinita, da condutividade molar pela a raíz quadrada da concentração. (CERRUTI, 2005).
    A partir da Lei de Kohlrausch pode-se demonstrar experimentalmente que Ʌ°m pode ser expressa como a soma das contribuições de cada íon de um eletrólito individualmente. Se as condutividades limite dos cátions e dos ânions forem representadas como ʎ+ e ʎ-, respectivamente, então a Lei de Migração independente dos íons, de Kohlraush, estabelece que: 
Ʌ°m = v+ʎ+ + v-ʎ- Equação (2)
onde v+ e v- são os números de cátions e de ânions por fórmula unitária do eletrólito. (UDESC, 2014).
De acordo com a lei de diluição de Ostwald, com o aumento da concentração o equilíbrio de dissociação é deslocado na direção das moléculas não dissociadas. O grau de dissociação α de eletrólitos fracos é o quociente da condutividade molar dividida pela condutividade molar a diluição infinita: (UDESC, 2014)
                                                α =ɅmɅ∞    Equação (3)
              
 	Nos eletrólitos fracos, ácidos e bases de Bronsted fracas, como o ácido acético e a amônia, são exemplos de eletrólitos fracos, pois não se dissociam completamente em solução. Quando o eletrófilo é fraco, observa-se um aumento na condutividade molar com a diluição. Este comportamento é explicado devido ao deslocamento do equilíbrio de dissociação.
        HA(aq) + H20 ⇿ H3O+(aq) + A+(aq)                  Kα =  αH30 .  αA/  αHA Equação (4)
 
As baixas concentrações de HA, o equilíbrio promove a formação de produtos (as espécies iônicas H3O+ e A+). Assim, ocorre um aumento do número de íons presentes na solução, correspondente ao maior grau de dissociação nas soluções diluídas, ou seja, quando o eletrólito é fraco, a condutividade molar depende do grau de dissociação (α) da molécula. Numa primeira aproximação, pode-se chegar à relação: (UDESC, 2014)
                                             Ʌm = αɅ°m Equação (5)
 
No caso de eletrólitos fracos, o valor de Ʌ°m não pode ser obtido por extrapolação para diluição infinita, mas pode ser calculada a partir de resultados obtidos com eletrólitos fortes por meio da Lei de Migração Independente dos Íons, de Kohlraush. Assim, para um ácido HA, o valor de Ʌ°m pode prontamente ser determinado, por exemplo, a partir do conhecimento dos valores de Ʌ°m para HCl, NaCl, e o sal de sódio, NaR, do ácido fraco: (UDESC, 2014)
                                       Ʌ°HA = Ʌ°HCl + Ʌ°NaR - Ʌ°NaCl Equação (6)
OBJETIVO
Verificar a condutividade do cloreto de potássio e ácido acético em determinadas concentrações, a fim de determinar aspectos essenciais para o estudo dos mesmos.
MATERIAIS
Balões volumétricos (2 de 100mL e 10 de 50mL)
Condutivímetro
Béqueres
Espátula
Água destilada
Balança analítica
Cloreto de Potássio P.A - KCl (PM= 74,56)
Ácido acético 0,1 mol/L
METODOLOGIA
Para a realização do experimento é necessário a preparação de uma solução mãe de KCl 0,10 mol/L, onde a partir desta será produzido as outras soluções com diferentes concentrações. Para preparar a solução mãe de KCl é necessário que utilize uma balança analítica e com o auxílio de um béquer e uma espátula se deve pesar 0,7456g de KCl que será misturado a 100mL de água destilada. A partir da primeira solução preparada deve-se preparar outras cinco soluções com concentrações que se encontram à tabela abaixo:
	
	
	
	
	Solução de KCl
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	Conc. (mol/L)
	0,10
	0,050
	0,010
	0,0050
	0,0025
	0,00125
          Tabela 1: Variadas concentrações para a realização do preparo de seis soluções de KCl.
Assim, foi-se necessário realizar cálculos de concentração e volume para saber a quantidade exata da solução mãe a ser utilizada.
Nº 2
:
 
C
1
 x V
1 
= C
2
 x V
2 
 
Nº 
3
:
 
 
C
1
 x V
1
 = C
2
 x V
2
 
 0,10 x V
1
 = 0,050 x 50
 0,10 x V1 = 0,010 x 50
 
 V
1
= 25
 
mL
 
 V
1 
= 5 mL
Nº 
4
:
 
C
1
 x 
V
1
 = C
2
 x V
2 
 
Nº 
5
:
 
C
1
 x V
1
 = C
2
 x V
2
 
 
0,10 x 
V
1
 = 0,
0
050 x 50
 0,10 x V
1
 = 0,0025 x 50
 
 V
1
= 2
,
5
 
mL
 V
1
 = 1, 25 mL
Nº 6: 
C
1
 x 
V
1
 = C
2
 x V
2 
 
0,10 x 
V
1
 = 0,
0
0
125
 x 50
 V
1
= 0,62
5
 
mL
Tabela 2: Cálculos de C (concentração) x V (volume) para obtenção de quantidades a serem utilizadas em mL.
Logo, deve-se colocar as quantidade em mL em cada balão volumétrico de 50mL e adicionar água destilada até que se atinja o volume final de 50 Ml.
O mesmo procedimento deve ser realizado para a preparação da solução de ácido acético 0,1 mol/L, porémnão será necessário a preparação da solução mãe, pois a solução obtida já se encontrava na mesma concentração a ser desejada. Assim, é necessário que se faça as outras cinco diluições com a mesma quantidade de solução a ser utilizada, de acordo com a tabela 2.
	Solução de ácido acético
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	Concentração (mol/L)
	0,10
	0,050
	0,010
	0,0050
	0,0025
	0,00125
 Tabela 3: Variadas concentrações para a realização do preparo de seis soluções de ácido acético
 	Após o preparo de todas as soluções, utilize um béquer de 20mL para que seja realizada a medição da condutividade utilizando o condutivímetro. A medição deve ser iniciada sempre com a solução de menor concentração (mais diluída) para a de maior concentração (menos diluída), enxaguando sempre o eletrodo entre a medição de uma solução e outra, para que não ocorra erro.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Os resultados obtidos da medição do condutivímetro será utilizado para mostrar e determinar aspectos importantes sobre as soluções ácido acético e KCl.
	Solução de KCl
	Concentração (mol/L)
	Condutividade a 25ºC
	Condutividade a 25ºC (S/cm)
	1
	0,10
	9,374 mS/cm
	0,009374
	2
	0,050
	5,009 mS/cm
	0,005009
	3
	0,010
	1077,8 µS/cm
	0,0010778
	4
	0,0050
	523,0 uS/cm
	0,000523
	5
	0,0025
	277,0 µS/cm
	0,000277
	6
	0,00125
	234,3 µS/cm
	0,0002343
Tabela 4: Leitura do condutivímetro na solução de KCl
	Solução de ácido acético
	Concentração (mol/L)
	Condutividade a 25ºC
	Condutividade a 25ºC (S/cm)
	1
	0,10
	438, 8 µS/cm
	0,0004388
	2
	0,050
	383, 2 µS/cm
	0,0003832
	3
	0,010
	127,91 µS/cm
	0,00012791
	4
	0,0050
	89,50 µS/cm
	0,0000895
	5
	0,0025
	62,60 µS/cm
	0,0000626
	6
	0,00125
	43, 81 µS/cm
	0,00004381
Tabela 5: Leitura do condutivímetro na solução de ácido acético
Condutividade da solução de KCl versus concentração.
Gráfico 1: Dependência da condutividade elétrica de KCl versus concentração.
Condutividade da solução de ácido acético versus concentração.
Gráfico 2: Dependência da condutividade elétrica de ácido acético (CH3COOH) versus concentração.
Condutividade molar (Ʌm)
Ʌm (10³ km (Scm-1) / c (molcm -3) Scm² mol -1 , o valor de 10³ multiplicando k transforma mol. L-1 para mol.cm-3
	KCl
	Ʌm (Scm² mol -1 )
	1000 x 0,009374/ 0,1
	93,74
	1000 x 0,005009 / 0,050
	100,18
	1000 x 0,0010778 / 0,010
	107,78
	1000 x 0,000523 / 0,0050
	104,6
	1000 x 0,000277 / 0,0025
	110,8
	1000 x 0,0002343 / 0,00125
	187,4
Tabela 6: Condutividade molar para o KCl
	Ácido acético
	Ʌm (Scm² mol -1 )
	1000 x 0,0004388/ 0,1
	4,388
	1000 x 0,0003832/ 0,050
	7,664
	1000 x 0,00012791/ 0,010
	12,791
	1000 x 0,0000895 / 0,0050
	17,9
	1000 x 0,0000626/ 0,0025
	25,04
	1000 x 0,00004381/ 0,00125
	35, 048
Tabela 7: Condutividade molar para o ácido acético.
	Solução
	KCl 
(Ʌm (Scm² mol -1 ))
	
	1
	93,74
	 = 0.3162
	2
	100,18
	 = 0.2236
	3
	107,78
	 = 0.1
	4
	104,6
	 = 0.0707
	5
	110,8
	 = 0.05
	6
	187,4
	 = 0.035355
Tabela 8: Condutividade molar a diluição infinita para o KCl.
Com base na lei de Kohlraush, o gráfico 3 (abaixo), a partir da interseção com eixo y, determinou-se a condutividade molar a uma diluição infinita do KCl que foi de ......., estando próximo ao valor da literatura que é de 121 S.cm²mol.
FAZER O GRAFICO
Para determinar a constante de dissociação do ácido acético para cada solução é necessário que se utilize as equações 1 e 2, assumindo Ʌ∞ do ácido acético = 390,5 S e Ʌ∞ para o KCl = 149,86 e utilizando os dados de Ʌm mostrados na tabela 6 e 7.
Equação6: 
Equação 7: 
	Soluções
	Ácido acético (1)
	Ácido acético (2)
	1
	
	 = 1,27 x 10-5
	2
	
	 = 1,96 x 10-5
	3
	
	 = 1,11 x 10-5
	4
	
	 = 1,10 x 10-5
	5
	
	 = 1,09 x 10-5
	6
	
	 = 1,08 x 10-5
Tabela 9: Grau de dissociação (1) e constante de dissociação (2) do ácido acético para cada solução preparada.
CONCLUSÃO
	A partir dos experimentos e dos cálculos executados foi possível concluir que a condutividade elétrica tanto dos eletrólitos fortes e dos eletrólitos fracos aumentam com a elevação da concentração da solução. Quanto maior a concentração, maior será a condutividade. Os eletrólitos fracos são apresentados pela lei de Ostawald e os fortes pela lei de Kohlrausch Referente a condutividade molar a uma diluição infinita do KCl obteve-se um valor de ........ estando próximo ao valor de leitura que é de 121 S.cm²mol.
	Para determinação da constante de dissociação do acido acético os valores encontrados foram razoavelmente próximos ao da literatura que é 1,9x10-5 . Sendo assim, conclui-se que a substância 2 é a mais próxima, obtendo a constante de dissociação igual a ............... As outras substâncias possivelmente não obtiveram resultados precisos por possíveis erros dos analistas, como a preparação das soluções, pesagem e ou de equipamentos mal calibrados.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
CERRUTI, B. M. Estabilização de Suspensões Aquosas de Albumina pela Adição de Taninos e Quitosana Quartenizada. Tese de mestrado. Instituto de Química de São Carlos. Universidade de São Paulo. São Carlos, 2005.
PILLING, S. Determinação da condutividade de eletrólitos fortes e fracos e da constante de dissociação de ácidos fracos (ex: ácido acético). Disponível em: http://www1.univap.br/spilling/FQE2/FQE2_EXP7_Eletrolitos.pdf
UDESC. Condutividade Elétrica. Centro de Ciências Tecnológicas. Universidade do Estado de Santa Catarina. 2014. Disponível em: <http://www.joinville.udesc.br/portal/professores/carlad/materiais/09 Condutividade.pdf>