Este documento presenta los resultados de dos experimentos sobre las propiedades de iones en solución. El primero determinó la variación de la conductividad de diferentes electrolitos con la concentración y calculó sus conductividades equivalentes a dilución infinita. El segundo examinó cómo la fuerza iónica afecta el pH de soluciones de HCl. Los resultados mostraron que la conductividad equivalente aumenta con la dilución y la fuerza iónica aumenta el pH al enmascarar los iones H+.

1. Laboratorio 4: TP 5 y 6 - Informe - 2013
1
PROPIEDADES DE LOS IONES EN SOLUCIÓN. ACTIVIDAD.
Trabajo Práctico 5: Determinación de la conductividad equivalente de electrolitos
Objetivos
Determinar la variación de la conductividad molar o equivalente de electrolitos con la
concentración. Calcular la conductividad molar o equivalente a dilución infinita para
electrolitos fuertes y débiles.
Materiales y Métodos
Según Guía de Trabajos Prácticos de Fisicoquímica (página 79).
Resultados
Tabla 1: Conductancia, conductividad y conductividad equivalente de soluciones de
CH3COOH (HAc)
C
(10
-3
Eq/l)
Raíz de C
(10
-3
)(Eq/l)
1/2
Conductancia
(µS)
Conductancia
corregida
(µS)
Conductividad
(10
-4
S m
-1
)
Conductividad
Equivalente
(10
-3
S m
2
Eq
-1
)
0,05 7,07 8,50 6,8 6,9 13,8
0,10 10,0 12,96 11,3 11,4 11,4
0,20 14,1 19,16 17,5 17,6 8,82
0,50 22,4 31,90 30,2 30,5 6,10
1,00 31,6 46,50 44,8 45,3 4,53
2,00 44,7 60,10 58,4 59,0 2,95
5,00 70,7 103 101,3 102,3 2,05
10,0 100 146 144,3 145,8 1,46
Lagua = 1,69 µS
Cte celda = 0,0099 m
Tabla 2: Conductancia, conductividad y conductividad equivalente de soluciones de
NaCl
C
(10
-3
Eq/l)
Raíz de C
(10
-3
)(Eq/l)
1/2
Conductancia
(µS)
Conductancia
corregida
(µS)
Conductividad
(10
-4
S m
-1
)
Conductividad
Equivalente
(10
-3
S m
2
Eq
-1
)
0,10 10,0 12,4 9,72 9,82 9,80
0,20 14,1 21,4 18,7 18,9 9,50
0,50 22,4 51,1 48,4 48,9 9,80
1,00 31,6 95,1 92,4 93,4 9,30
2,00 44,7 196,4 193,7 195,7 9,80
5,00 70,7 455,0 452,3 456,9 9,10
10,0 100 870,0 867,3 876,1 8,80
Lagua = 2,68 µS
Cte celda = 0,0099 m

2. Laboratorio 4: TP 5 y 6 - Informe - 2013
2
0
10
20
30
40
50
60
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110
C1/2
(Eq/L)1/2
(10-3
)
conductividadequivalente103
)m2ohm-1eq-1(
HAc
ClNa
AcNa
HCl
Lineal
(ClNa)
Lineal
(AcNa)
Lineal
(HCl)
Potencial
(HAc)
Tabla 3: Conductancia, conductividad y conductividad equivalente de soluciones de
CH3COONa (AcNa)
C
(10
-3
Eq/l)
Raíz de C
(10
-3
)(Eq/l)
1/2
Conductancia
(µS)
Conductancia
corregida
(µS)
Conductividad
(10
-4
S m
-1
)
Conductividad
Equivalente
(10
-3
S m
2
Eq
-1
)
0,10 10,0 11,0 9,12 9,21 9,21
0,20 14,1 23,0 21,1 21,3 10,7
0,50 22,4 40,0 38,1 38,5 7,70
1,00 31,6 95,0 93,1 94,1 9,41
2,00 44,7 142,9 141 142 7,10
5,00 70,7 425,0 423 427 8,50
10,0 100 800,0 798 806 8,10
Lagua = 1,88 µS
Cte celda = 0,0099 m
Tabla 4: Conductancia, conductividad y conductividad equivalente de soluciones de
HCl
C
(10
-3
Eq/l)
Raíz de C
(10
-3
)(Eq/l)
1/2
Conductancia
(µS)
Conductancia
corregida
(µS)
Conductividad
(10
-4
S m
-1
)
Conductividad
Equivalente
(10
-3
S m
2
Eq
-1
)
0,10 10,0 47,1 45,5 44,6 44,6
0,20 14,1 102 99,9 97,9 49,0
0,50 22,4 240 238,4 234 46,7
1,00 31,6 490 488,4 479 47,9
2,00 44,7 1018 1016,4 996 49,8
5,00 70,7 2240 2238,4 2195 43,9
10,0 100 4830 4828,4 4734 47,3
Lagua = 1,60 µS
Cte celda = 0,0102 m
Gráfico 1: Conductividad equivalente en función de raíz de la concentración
Por extrapolación en el gráfico se obtienen las conductividades equivalentes a
dilución infinita para los electrolitos fuertes:

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3
o
ClNa = 9,86 x 10-3
m2
/ohm Eq
o
AcNa = 9,57 x 10-3
m2
/ohm Eq
o
HCl = 47,30 x 10-3
m2
/ohm Eq
Cálculo de la conductividad equivalente a dilución infinita para el HAc
o
HAc = o
HCl + o
AcNa - o
ClNa
o
HAc = 47,0 x 10-3
m2
/ohm Eq
Cálculo de la conductividad equivalente a dilución infinita para el H+
:
o
H+ = o
HCl - o
Cl
o
H+ = 47,3 x 10-3
- 76,34 x 10-4
= 39,67 x 10-3
m2
/ohm Eq
Conclusiones
A través de determinaciones de conductancia (L) se pudo determinar las
conductividades () equivalentes de soluciones de tres electrolitos fuertes (HCl, NaCl y
NaAc) y de un electrolito débil (HAc).
El grafico de  en función de la raíz de la concentración muestra que  de los
electrolitos fuertes y débiles aumenta con la disminución de la concentración (a T
constante). En el caso del HAc (electrolito débil) la  aumenta drásticamente con la
dilución, mientras que en el caso de los electrolitos fuertes (HCl, NaCl y NaAc) el
efecto es menos marcado. Los electrolitos fuertes están completamente ionizados en
solución acuosa; sin embargo aunque la ionización es completa, la disociación puede
ser incompleta excepto a altas diluciones. A altas concentraciones existen
interacciones interiónicas: cuando la carga se conduce, otros iones están pasando
alrededor de los iones de interés y retardan su movimiento. Al diluir la solución, los
iones están comparativamente alejados entre si y las atracciones interiónicas son
despreciables; la solución se comporta como si el electrolito estuviera completamente
ionizado y disociado. Por ello, para el caso de los electrolitos fuertes se observa un
aumento de la  con la dilución, aunque poco pronunciado. En cambio, los electrolitos
débiles se encuentran en solución como iones disociados, pares iónicos y moléculas
sin disociar. Los pares iónicos y las moléculas sin disociar no conducen la corriente. Al
aumentar la dilución los pares iónicos se separan y las especies se disocian,
provocando un aumento marcado de la . La marcada dependencia de la  con la
concentración se debe al desplazamiento del equilibrio hacia productos (CH3COO-
y
H+
) a bajas concentraciones (altas diluciones).
El grafico realizado permitió extrapolar el valor de las conductividades
equivalentes a dilución infinita para los electrolitos fuertes. A partir de los o
para
electrolitos fuertes y teniendo en cuenta la Ley de migración independiente de los
iones, se calculó el valor de la conductividad equivalente a dilución infinita para el
ácido acético, la cual resultó ser de 47 x 10-3
m2
/ohm Eq, cercano al valor teórico (39 x
10-3
m2
/ ohm Eq). Por otro lado, teniendo en cuenta la o
HCl determinada y la o
Cl
teórica se pudo calcular la o
H+ la que dio un valor de 39,7x10-3
m2
/ohm Eq, muy
comparable al valor teórico (34,96 x 10-3
m2
/ohm Eq).

4. Laboratorio 4: TP 5 y 6 - Informe - 2013
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Trabajo Práctico 6: Efecto de la fuerza iónica sobre el pH
Objetivo
Determinar el efecto de la fuerza iónica sobre el pH de soluciones de HCl
Materiales y Métodos
Según Guía de Trabajos Prácticos de Fisicoquímica (página 81).
Resultados
Tabla 5: pH de soluciones de HCl en presencia de distintas concentraciones de KNO3
Solución
Fuerza
iónica
Raíz de fuerza
iónica
pH
1 0,0001 0,010 4,43
2 0,1001 0,316 4,82
3 0,2001 0,447 4,98
4 0,3001 0,548 5,01
5 0,4001 0,633 5,06
Gráfico 2: pH en función de la raíz cuadrada de la fuerza iónica
Raíz de I
Relación entre pH y fuerza iónica
pH = -log aH+
siendo aH+ =  H+ m H+
-log aH+ = - log  H+ - log m H+
En soluciones infinitamente diluidas I  0  1  pH = - log m H+
-log aH+ = - log  H+ - log m H+
pH = pHI=0 + A I

5. Laboratorio 4: TP 5 y 6 - Informe - 2013
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Conclusiones
A partir de los datos obtenidos de pH de una solución de HCl en presencia de
distintas concentraciones de una sal neutra (KNO3), se observa que al aumentar la
fuerza iónica del medio, aumenta el pH. El comportamiento observado puede
explicarse, ya que al aumentar la cantidad de iones (NO3
-
y K+
) en la solución de HCl,
forman una atmosfera iónica que enmascara a los H+
del medio. Esto se traduce en
una menor actividad de H+
con aumento del pH.
La ecuación pH = pHI = 0 + A I1/2
es lineal dentro de un rango acotado de fuerzas
ionicas. Esta ecuación tiene las mismas limitaciones que la Ley limite de Debye-
Huckel, la cual es aplicable a soluciones diluidas de fuerzas iónicas menores a 10-2
.
Por ello, a fuerzas iónicas mayores se observan desviaciones positivas o negativas.
En el caso del rango de fuerzas iónicas utilizadas solo las dos primeras soluciones se
hallan por debajo del límite de Debye-Huckel. Por ello, a partir de los dos primeros
puntos se observan desviaciones de la linealidad.