Practica 3 Equipo 3 Conductancia [PDF]

Zitiervorschau

Instituto Politécnico Nacional Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas

Laboratorio de Electroquímica

Practica 3 “Conductancia”

Profesor: Mario Trejo Rubio Grupo: 3IV73 Equipo: 3 Sección A Integrantes: 

Buendía Valverde Fátima Paulina



Cruz Navarrete Mauricio



Nava Zacarías María del Carmen



Serrano Rodríguez Remedios de los Ángeles



Vázquez Martínez María Fernanda

Fecha de entrega: 04/Octubre/2019

RESUMEN En esta experiencia se determina la concentración de una solución electrolítica, existen diversos métodos pero en esta ocasión se realizó por medio de l método de conductimetro , el cual se lleva a cabo por medio de una titulación, para cada volumen y tiempo se determinó una conductancia. Dichos valores se graficaron conductividad contra volumen para poder ver el comportamiento y en el momento de existir un cambio importante en la dirección de la curva, se debía tomar este punto como el equivalente requerido para poder cuantificar la concentración de la muestra de la solución electrolítica

OBJETIVO Determinar mediante el método conductimétrico la concentración normal de soluciones electrolíticas 1-1, en reacciones de neutralización ácido fuerte base fuerte, ácido débil base fuerte. Objetivos específicos  Medir la conductancia de agua destilada para reconocer el uso de conductimétro.  Montar el sistema para realizar la titulación correspondiente  Realizar la titulación acido fuerte – base fuerte  Realizar la titulación acido débil – base fuerte  Elaborar una tabla por cada experimento de conductancia vs volumen agregado de reactivo titulante.  Construir un gráfico por cada experimento que presente los datos generados durante las titulaciones conductimétricas.  Reconocer y localizar el punto de equilibrio en una gráfica conductimétrica.  Calcular el valor de la concentración de una muestra problema utilizando la información que se obtenga del gráfico usando la relación de equivalentes.  Calcular la conductancia específica y equivalente de la muestra.

INTRODUCCION La conducción de una corriente eléctrica a través de una solución de un electrolito involucra la migración de especies cargadas positivamente hacia el cátodo y especies cargadas negativamente hacia el ánodo. La conductancia de una solución, que es una medida del flujo de corriente que resulta de la aplicación de una fuerza eléctrica dada, depende directamente del número de partículas cargadas que contiene. Todos los iones contribuyen al proceso de conducción, pero la fracción de corriente transportada por cada especie está determinada por su concentración relativa y su movilidad inherente en el medio. La aplicación de las mediciones de conductancia directa al análisis es limitada porque es una propiedad de naturaleza no selectiva. Los usos principales de las mediciones directas han estado confinados al análisis de mezclas binarias de agua-electrolito y a la determinación de la concentración total del electrolito. Esta última medición es particularmente útil como criterio de pureza del agua destilada Por otra parte, las titulaciones conductimétricas, en las que las mediciones de la conductancia se usan para indicar el punto final de una reacción se puede aplicar a la determinación de una variedad de sustancias. La ventaja principal del punto final conductimétrico es su aplicabilidad a la titulación de soluciones muy diluidas y a sistemas en los que la reacción es relativamente incompleta. Así, por ejemplo, es posible la titulación conductimétrica de una solución acuosa de fenol (kaq≅10- 10) aunque el cambio de pH en el punto de equivalencia es insuficiente para un punto final potenciométrico o con indicador visual. La técnica tiene sus limitaciones. En particular, se hace menos precisa y menos satisfactoria al aumentar la concentración total de electrolitos. Verdaderamente, el cambio en la conductancia debido al agregado del reactivo titulante puede ser enmascarado considerablemente por altas concentraciones de electrolitos en la solución a titular; en estas circunstancias el método no se puede usar.

Titulaciones Conductimétricas El agregado de un electrolito a una solución de otro electrolito bajo condiciones que no producen un cambio apreciable en el volumen, afectará la conductancia de la solución dependiendo de si ocurren o no reacciones químicas. Si no ocurre una reacción iónica, tal como en el agregado de una sal simple a otra (por ejemplo, agregado de cloruro de potasio a una solución de nitrato de sodio), la conductancia simplemente aumentará. Si ocurre una reacción iónica, la conductancia puede aumentar o disminuir; en efecto, con el agregado de una base a un ácido fuerte, la conductancia decrece debido al reemplazo del ion hidrógeno de alta conductividad por otro catión de conductividad más baja. Este es el principio subyacente en las titulaciones conductimétricas, es decir, la sustitución de iones con cierta conductividad por iones con diferente conductividad. Las mediciones conductimétricas ofrecen un medio adecuado para la determinación de puntos finales en titulaciones. Para establecer un punto final conductimétrico, se necesitan suficientes mediciones experimentales para definir la curva de titulación. Luego de corregir el cambio de volumen, se grafican los datos de conductancia en función del volumen de reactivo titulante. Posteriormente se extrapolan las dos porciones lineales y se obtiene el punto de equivalencia en la intersección de ambas. Debido a que las reacciones no son absolutamente completas, las curvas de titulación conductimétrica muestran invariablemente desviaciones con relación a la linealidad rigurosa en la región del punto de equivalencia. Las regiones curvas se vuelven más pronunciadas cuando la reacción en cuestión se hace menos favorable y cuando la solución resulta más diluida. Las porciones lineales de la curva se definen mejor a través de mediciones suficientemente alejadas del punto de equivalencia para que el efecto de los iones comunes impulse la reacción más cerca de completarse; las mediciones en la proximidad del punto de equivalencia, a diferencia de los métodos potenciométricos, no tienen ningún significado. Ciertamente, debido a la hidrólisis, disociación, o solubilidad del producto de reacción, los valores de la conductividad medida en las cercanías del punto de equivalencia no tienen sentido en la construcción del gráfico, dado que la curva será redondeada en una o ambas ramas. En contraste con los métodos potenciométricos o con indicador, que dependen de observaciones en condiciones en las que la reacción es menos completa, el análisis conductimétrico puede emplearse con éxito para titulaciones basadas en equilibrios relativamente desfavorables. En estos casos, la técnica conductimétrica es la más ventajosa. El punto final conductimétrico es completamente inespecífico. Aunque el método es potencialmente adaptable a todos los tipos de reacciones volumétricas, el número de aplicaciones útiles a sistemas de oxidación-reducción es limitado; el exceso sustancial de ion hidronio típicamente necesario para tales reacciones tiende a enmascarar los cambios de conductividad asociados con la reacción volumétrica. Titulaciones Ácido-Base Las titulaciones de neutralización se adaptan particularmente

bien al punto final conductimétrico, debido a la conductancia muy alta de los iones H3O+ y OH- comparada con la conductancia de los productos de reacción. Titulación de Acido Fuerte con Base Fuerte y con Base Débil La conductancia primero disminuye, debido al reemplazo del ion hidronio por un número equivalente de iones sodio de menor movilidad y luego del punto de equivalencia, aumenta rápidamente con el agregado de base fuerte debido al aumento de las concentraciones de iones sodio y oxhidrilo (este último de alta conductividad). En la práctica, con excepción de la 11 región inmediata al punto de equivalencia, hay una excelente linealidad entre conductancia y volumen; por lo tanto, sólo se necesitan dos o tres mediciones a cada lado del punto de equivalencia para trazar las rectas en cuya intersección se encuentra el punto final. Esta titulación es de interés práctico cuando las soluciones son oscuras o muy coloreadas. El cambio porcentual en la conductividad durante la titulación de un ácido o base fuerte es el mismo, cualquiera que sea la concentración de la solución. Así, pueden analizarse soluciones muy diluidas (10-3-10-4 M) con una precisión comparable a otras más concentradas. Titulación de Ácidos o Bases Débiles Esta reacción es tan incompleta que un punto final potenciométrico o un punto final con indicador sería insatisfactorio. En las primeras etapas de la titulación, se establece rápidamente un amortiguador (buffer) que determina una concentración de iones hidronio relativamente pequeña y constante en la solución. Los iones oxhidrilo agregados son consumidos por este amortiguador y por lo tanto no contribuyen directamente a la conductividad. Sin embargo, se produce un aumento gradual de la conductancia, debido al aumento de la concentración de iones sodio y borato. Al alcanzar el punto de equivalencia, no se produce más borato; sucesivos agregados de base provocan un aumento más rápido de la conductancia, debido al aumento de la concentración del ion oxhidrilo móvil.

MATERIAL Y EQUIPO 1 conductimétro 1 celda de conductividad 1 probeta graduada de 50 ml 1 vaso de precipitados 1 bureta graduada de 50 ml 1 soporte universal 1 pinza para bureta

Figura 1. Conductimétro

figura 2. Probeta con celda de coductividad.

Soluciones Ácido fuerte (HCl) 0.15N Ácido débil (CH3COOH) 0.15 N Base fuerte (NaOH) 0.15 N

DESARROLLO EXPERIMENTAL

Prender el conductimétro y permitir estabilizarse.

Sacar la celda de conductividad y titula el HCl con 1 ml de NaOH

Introducir la celda de conductividad en la probeta y agitar con cuidado

Conectar la celda de conductividad y colocarla en un vaso con agua destilada.

Agregar 10 ml de HCl en la probeta y colocar la celda de conductidad dentro de la misma.

Leer el valor de conductividad 1 minuto después de haber agitado

Agitar con cuidado la celda de conductividad dentro de la probeta unas 30 veces

Ir graficando los valores obtenidos y al obtener el punto de equivalencia hacer 5 lecturas más.

ACIDO DÉBIL

Agregar 10 ml de CH3COOH en la probeta y colocar la celda de conductidad dentro de la misma.

Agitar con cuidado la celda de conductividad dentro de la probeta 30 veces

Leer el valor de conductividad 1 minuto después de haber agitado

Introducir la celda de conductividad en la probeta y agitar con cuidado

Ir graficando los valores obtenidos y al obtener el punto de equivalencia hacer 5 lecturas más.

Leer el valor de conductividad 1 minuto después de haber agitado

Sacar la celda de conductividad y titula el CH3COOH con NaOH

EVIDENCIA FOTOGRAFICA

1.Colocar en un vaso con agua destilada la celda de conductividad para calibrarla

4. Colocar 1 ml de solución de NaOH

2. Medir con la probeta la muestra prevela para su valoración, ahí mismo.

5. La celda debe ser agitada durante 30 segundos y después tomar un tiempo de 1 minuto para tomar valores.

3. Llenar la bureta con la solución titilante de concentración conocida.

6. Tomar el valor de la conductancia e ir realizando las graficas.

DATOS EXPERIMENTALES ACIDO FUERTE-BASE FUERTE Tiempo (min) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

Volumen (ml) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Conductancia (ms) 47.36 36.81 29.69 24.32 19.78 15.57 12.23 8.475 8.241 9.445 10.52 11.42 12.5 13.17 13.85

ACIDO FUERTE-BASE FUERTE Tiempo (min) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

Volumen (ml) 0.5 1 1.5 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

Conductancia (ms) 0.751 1.28 1.898 2.36 3.179 3.884 4.451 5.01 5.499 6.393 7.405 8.805 9.85 10.68 11.59

CALCULOS Tiempo (min) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

Normalidad

Conductancia (ms) 47.36 36.81 29.69 24.32 19.78 15.57 12.23 8.475 8.241 9.445 10.52 11.42 12.5 13.17 13.85

Volumen (ml) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

𝑉1 𝑁1 = 𝑉2 𝑁2 𝑁2 = 𝑁2 =

𝑉1 𝑁1 𝑉2

8𝑚𝑙(0.2𝑁) = 0.16𝑁 10𝑚𝑙

ACIDO FUERTE- BASE FUERTE 5047.36 45 40

36.81

Conductancia (ms)

35 29.69 30 24.32 25 19.78 20

15.57

13.1713.85 11.4212.5 10.52 8.4758.2419.445

12.23

15

10 5 0 0

2

4

6

8 Volumen(NaoH)

10

12

14

16

Tiempo (min)

Volumen (ml)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

0.5 1 1.5 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

Conductancia (ms) 0.751 1.28 1.898 2.36 3.179 3.884 4.451 5.01 5.499 6.393 7.405 8.805 9.85 10.68 11.59

Normalidad

𝑉1 𝑁1 = 𝑉2 𝑁2 𝑁2 = 𝑁2 =

𝑉1 𝑁1 𝑉2

7𝑚𝑙(0.2𝑁) = 0.14𝑁 10𝑚𝑙

ACIDO DEBIL-BASE FUERTE 14

Conductancia (ms)

12

9.85

10.68

11.59

8.805

10 7.405

8 6 4

2.36 1.898 1.28 2 0.751

3.179

3.884

4.451

5.01

5.499

6.393

0 0

2

4

6

8

Volumen (ml)

10

12

14

CONCLUSIÓN Se logro determinar la concentración normal de la solución electrolítica por medio del método del conductímetro, la titulación se realizo con un acido fuerte - base fuerte y con un acido débil-base fuerte, para poder llevar a cabo este método fue de suma importancia seguir las instrucciones del profesor ya que en cada medición debíamos de agitar contantemente y rápidamente aproximadamente 30 veces al añadir la solución titulante, con el afán de que se tuvieran datos mas precisos de conductancia. Se elaboraron las tablas para cada experimento para poder llevar a cabo los gráficos correspondientes de conductancia contra volumen, con esto se cumplió con el objetivo ya que se encontró el punto de equilibrio de la grafica conductimetrica. También se calculo la conductancia especifica y equivalente de la muestra.

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Tras la obtención de datos experimentales y toma de datos de las normalidades de las soluciones que se utilizaron se pudo determinar mediante el uso de igualación de equivalentes, las normalidades de las dos soluciones utilizadas. También se hizo uso de gráficos para poder encontrar el punto de equilibrio y este se pudo observar en el momento en que la curva cambia drásticamente se tomaba este cambio como el punto de equilibrio. Se pudo notar que conforme se agregaba mas solución titulante a la muestra, las conductividad disminuía los primeros 7 ml y posteriormente ocurrió un gran cambio en el valor de la conductancia. La normalidad N1 fue de 0.16 N y la normalidad numero dos N2 de 0.14 N.

Buendía Valverde Fátima Paulina

Conclusiones. El método conductimétrico es un método utilizado para la determinación de concentración normal, en reacciones de neutralización Acido fuerte-Base fuerte y Acido débil-Base fuerte, este se basa en la cuantificación de conductancia de una solución mediante un conductimetro e ir bajando la concentración del electrolito con una solución básica hasta llegar al punto de equivalencia. El comportamiento de la conductancia de un electrolito débil y un electrolito fuerte, tienen una tendencia diferente, esto se debe a la migración de iones entre electrodos. Observaciones. Se tiene una pequeña incertidumbre de error debido a una mala práctica de instrumentos, falta de organización y contaminación de soluciones y equipo. A pesar de haber tenido esta incertidumbre se han obtenido resultados razonables, muy cercanos al valor real. Este erro se debe principal mente al tiempo de experimentación ya que el tiempo no es suficiente el valor del conductimétro tomado aún se estaba estabilizando. Se hizo un registro cada minuto mientras que debería haber sido cada diez minutos.

Análisis de Resultados Fue necesario tomar datos de concentración y volumen de las soluciones de ácidos con los que trabajamos para identificar que la solución ha llegado al equilibrio, este es notorio cuando la solución del ácido fuerte (HCl) se neutraliza con la base débil (NaOH) hasta que los iones del ácido sean iguales a los iones de la base. Esto lo podemos notar en la gráfica ya que la conductancia fue disminuyendo con respecto al volumen de la sosa y al llegar al punto de equilibrio los valores fueron aumentando ligeramente debido a que la solución se encontraba neutralizada y saturada. El ácido débil (ácido acético) con respecto a la base fuerte (NaOH), el ácido tiene poca capacidad de neutralizar a la base debido a que es débil por lo que el punto de equilibrio no es tan notorio, es por esto que fue necesario tomar más datos para observar el cambio y este cambio se observó correctamente en la gráfica ya que los iones de la base aumenta su concentración debido al volumen añadido. Conclusiones Se pudo determinar la concentración del electrolito a analizar ya que este método es muy útil para encontrar el punto de equivalencia en éste. Pudimos encontrar el punto de equivalencia en los dos experimentos, así como la normalidad desconocida de la solución, notamos que conforme al volumen agregado y dependiendo de lo fuerte o débil que pueda ser un ácido o una base, el valor de la conductividad se va a ver afectado ya que este va a tender al cambio gracias a la cantidad de iones que se encuentren en el ácido y base que estemos utilizando y el punto de equivalencia se encontrará más fácil si se analizan más de 10 valores debido a que no es tan rápido llegar a este punto.

Nava Zacarías María del Carmen

Análisis de resultados Al graficar la conductancia vs el volumen se determinó el punto equivalente de ambas titulaciones. Teniendo como resultado en la titulación del ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH) que los iones del ácido se van agotando por la adición de la base fuerte, que esta va neutralizando el ácido hasta llegar a un punto de equilibrio donde los iones del ácido son iguales a los iones de la base. Tenido como resultado al realizar los cálculos una concentración de la solución problema de 0.16 N En la titulación del ácido débil (CH3COOH) con una base fuerte (NaOH) el ácido por ser débil tiene poca capacidad de neutralizar la base fuerte y parte de esto comenzó a aumentar la concentración de los iones de la base fuerte hasta un punto de equilibrio donde el cambio fue tan ligero que no se alcanza a apreciar con pocos puntos y de ahí la importancia de tener más puntos experimentales, este punto de equilibrio se da cuando se nota un cambio de dirección en la gráfica y este va subiendo porque va aumentando la concentración de los iones de la base fuerte. Al realizar los cálculos se obtuvo una concentración de 0.14 N de la solución problema.

Conclusión: La conductancia es la capacidad que tienen los iones de transferir energía eléctrica. La conductimétria es una técnica que me da la pauta para encontrar el punto de equilibrio y este punto de equilibrio nos da la concentración de una solución problema mediante lo que es un agente titulante. Esta técnica aprovecha una propiedad y esta propiedad da el tiempo para que los iones puedan transferir la energía eléctrica. Una de las características de esta técnica es que la solución problema debe tener iones libres. Esta técnica es utilizada para medir la calidad de vino y cerveza; midiendo la cantidad de sulfitos para así determinar la calidad de los vinos. Lo importantes es que haya iones libres para que se lleve a cabo la transferencia de energía eléctrica

Serrano Rodríguez Remedios de los Ángeles

Observaciones De acuerdo a lo experimentado pudimos constatar que si se está trabajando con un sistema Acido Débil-Base Fuerte al ir aumentado el volumen de ácido gastado de la base la conductancia es de forma creciente sin embargo en la gráfica se puede apreciar muy nítidamente el cambio donde se lleva a cabo el punto de equivalencia en la reacción. Por otro lado cuando se trabajó con el Ácido Fuerte - Base Fuerte, al ir aumentado el volumen gastado del hidróxido de sodio la gráfica marco claramente un decremento en la conductancia, para posteriormente pasar al punto de equilibrio y finalmente aumentar la conductancia y de esta manera marcar claramente en la gráfica el comportamiento de un ácido fuerte y una base fuerte. Conclusiones La conductividad eléctrica se define como la capacidad que tienen las sales inorgánicas en solución (electrolitos) para conducir la corriente eléctrica y la conductividad especifica de una solución de un electrólito, es la cantidad de corriente que pasa a través de la misma en 1 segundo cuando la diferencia de potencial. Un diagrama de conductancia- volumen se construye a partir de datos experimentales de estas dos variables una dependiente de la otra, para este caso la conductancia es función de la concentración; para ambos sistemas existe un punto de equilibrio que no es más que el punto en donde la pendiente de la función invierte su pendiente (para el caso del sistema ácido fuerte-base fuerte) y solo modifica su valor para el sistema (ácido débil-base fuerte).

María Fernanda Vázquez Martínez

CUESTIONARIO 1.- De la definición de conductancia, conductancia equivalente y conductividad equivalente. 

Conductancia:

Es la facilidad que ofrecen los iones para moverse en solución, o la propiedad que tiene una solución para conducir corriente eléctrica, es decir, que la conductancia es la propiedad inversa de la resistencia. 

Conductancia equivalente:

Es la conductancia que presenta una muestra de un equivalente de soluto en 1 cm 3 de una solución especifica. 

Conductividad equivalente:

Es la conductancia específica de un equivalente de soluto, y se puede expresar como: ˄=

1000𝑘 𝑐

La conductividad equivalente varía con la concentración, siendo mayor en

soluciones más diluidas. Obteniéndose la conductancia específica a dilución infinita. 2.- Explique claramente e porque de la diferencia de las pendientes entre los dos gráficos de los dos experimentos que realizo. Esto se debe que en electrolitos débiles las más altas conductividades se presentan a dilución infinita. A muy bajas concentraciones los electrolitos débiles no hay interferencia de movimiento relativo hacia los electrodos. Presentando un aumento en la conductancia respeto a la inicial. 3.- Comparando los valores de conductancia equivalente para las muestras de agua medidos inicialmente, explique a que se deben estas diferencias. La conductancia es favorable en presencia de iones disueltos, la diferencia se debe a que en agua destilada hay una muy baja concentración de iones en solución; mientras que la del grifo tiene sales disueltas.