[pic]
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Departamento de Fisicoquímica
Trabajo práctico Nº9:
“CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DE DISOLUCIONES”
Nombre: Paula Vargas Bustos Colaboradores: Brian Steel Heldt Ignacio Villouta Lavín Número de grupo: 2 Fecha del trabajo práctico: Viernes 17 de abril de 2009
RESUMEN
En este segundo laboratorio tenemos por objetivo del práctico analizar la influencia de la concentración en la conductividad de soluciones de electrolitos; y calcular experimentalmente un valor para la constante de solubilidad “Kps”.
A todo esto previamente armamos la celda de concentración y tomamos los datos experimentales para el desarrollo del laboratorio y así precedemos a medir la fuerza electromotriz (fem) de la celda de concentración, para luego determinar el coeficiente de actividad del ion plata en una disolución de AgNO3 y la solubilidad del cloruro de plata en agua.
Para comenzar el laboratorio corresponde armar nuestra celda de concentración la cual esta formada por 2 vasos precipitados de 50mL cada uno q contienen las soluciones de AgNO3 0,01 mol/L y 0,1 mol/L, respectivamente de aproximadamente 20 mL de solución cada uno. Disponemos de los electrodos de Ag y del voltímetro digital con el cual procederemos a medir la fem. Cada vaso con solución debemos conectarlos con algo que actúe como puente salino en este caso lo haremos con un cinta de papel filtro la cual previamente debemos impregnar con una disolución saturada de NH4NO3.
Así, construimos la primera celda de concentración que corresponde a:
Ag(s) /Ag+(ac) (0.01 mol L-1) || Ag+(ac) (0.1 mol L-1) / Ag(s)
De esta forma debemos medir la fem observando los valores que nos aportara el voltímetro digital. Una vez finalizadas las 4 medidas de fem para la primera celda obtenemos el promedio y nos disponemos a la segunda parte de nuestro laboratorio.
Usamos como base la misma celda de concentración a la cual realizaremos algunos cambios, mantenemos el vaso con solución AgNO3 0,01 mol/L y en el segundo vaso precipitado colocamos aproximadamente 20 mL de solución de KCl 0,1mol/L con 4 gotas de AgNO3 0,1 mol/L, de esta forma ahora tendremos la celda:
Ag(s) /Ag+(ac) (C=x), Cl- (0.1 mol L-1) || Ag+(ac) (0.01 mol L-1) / Ag(s)
A esta celda le aplicamos el mismo tratamiento de la celda anterior, medimos del voltimetro digital su fem, 4 veces para luego promediar.
Una vez realizadas las mediciones, comenzamos la limpieza de cada material, dejando cada disolucion en el frasco de residuos.
Datos experimentales
- Presión del ambiente=765,2+ 0,1 mmHg - Presión ambiente con el factor de corrección=762,6+0,1mmHg - Temperatura ambiente= 21,0 + 0,5 ºC
TABLA 1: valores de fem para la primera celda
|ε+0,1(mV) |
|56,2 |
|56,6 |
|56,6 |
|56,6 |
|prom= 56,5 |
TABLA 2: valores de fem para la segunda celda
|ε+0,001(V) |
|0,382 |
|0,382 |
|0,382 |
|0,382 |
|prom= 0,382 |
Datos bibliográficos
AgNO3 0,01 M γ±= 0,90
AgNO3 0.1 M γ±= 0.732
KCl 0,1 M γ±= 0,77
AgCl Kps = 1,77.10-10 s= 1,33.10-5
F (Constante de Faraday) = 96485 C/mol
R= 8,314 J/mol K
Fuentes bibliográficas:
Guía de Trabajos Prácticos Físico-Química, Facultad de Ciencias Químicas, Universidad de Concepción, 2009.
LIDE, David R., Chemistry & Physics (Handbook), 88th Edition, CRC, 2007 – 2008, págs. 5-81 y 8-123.
RESULTADOS
Con el valor de la fem medida en nuestra primera celda, ahora debemos calcular el valor de γ+ y la actividad del ion plata en la disolución 0,1 mol/L de AgNO3
aAg+=0,084 ± 0,001 γ+= 0,84 ± 0,01
Calculamos el producto de solubilidad del AgCl y la solubilidad del AgCl en agua pura, a partir de las mediciones que realizamos en nuestra segunda celda
A partir de la fem de la primera celda, debemos calcular la energía de Gibbs necesaria para transferir 1 mol de Ag+ de la disolución en que la concentración de AgNO3 es 0,1 mol/L a la disolución en que la concentración es 0,01mol/L suponiendo que existe cantidades suficientes de las disoluciones de modo que las concentraciones prácticamente no varían.
∆G=5.451± 1*102 J
Ejemplos de cálculos
1. La presión atmosférica que se midió con el barómetro en el laboratorio no es precisa por factores que la afectan por lo tanto se deben interpolar entre dos presiones con su respectivo factor de corrección para así encontrar la presión correcta, tenemos los datos:
De aquí que x = 2,62 asi P=Pmedida – x= (765,2 –2,62)mmHg= 762,6+0,1mmHg
2. Para calcular el valor de γ+ y la actividad del ion plata en la disolución 0,1 mol/L de AgNO3 debemos primero considerar la reacción que ocurre en la primera celda, esta corresponde a:
[pic]
[pic]
Para encontrar las actividades ocupamos la siguiente formula para las actividades medias, en esta caso lo haremos para encontrar a1:
[pic]
Tomamos de los datos bibliográficos: AgNO3 0,01 M γ± = 0,90 y tenemos que v+ y v- corresponden a 1 cada uno y la Ci=0,01 de esta formula aplicando la formula para las actividades medias encontramos que a+= 9x10^-3± 0,001 como a1.
Para encontrar nuestro segundo coeficiente utilizamos la ecuación de Nerst: [pic]donde ε=fem de la celda, n= numero de moles de electrones relacionados al cambio químico y F=96485C/mol.
De aquí despejamos a2= a1/exp[ε*(-nF/Rt)] donde tomamos como ε=56,5*10^-3V, de aquí a2=0,084 ± 0,001 así obtuvimos el valor de la actividad para ion plata en la disolución 0,1 mol/L de AgNO3.
Ahora para el valor de γ+ lo hacemos siguiendo la ecuación despejando la variable de la ecuación [pic]obtenemos γ+= 0,84 ± 0,01.
3. Para el producto de solubilidad del AgCl y la solubilidad del AgCl en agua pura, a partir de las mediciones que realizamos en nuestra segunda celda, tenemos que AgCl esta con 0,1mol/L a 25ºC sabemos que su γ+=0,77, con estos datos obtenemos la actividad media del ion cloro: [pic], quedando aCl-=0,077+ 0,001, mediante la ecuación de Nerst ahora debemos encontrar la actividad para el ion plata, que debemos tener para lograr encontrar el Kps=(aAg+)(aCl-).
Asi buscamos aAg+, con el dato de ε=0,382+0,001, y con a1=0,009 despejamos de manera q obtenemos: aAg+= a2/exp[ε*(-nF/Rt)= 2,56*10^-9+ 1*10^-11
De esta forma obtenemos el Kps = (aAg+)(aCl-)= (2,56*10^-9)( 0,077)= 1,97*10^-10 + 1*10^-12
Ahora tenemos que manejar los coeficientes que los obtenemos por al ecuación:
Ag ( Ag+ + Cl- s s
De aquí la relación: [pic]
Por lo tanto tenemos como solubilidad del AgCl=1,40*10^-5+ 1*10^-7
4. Para la energía de Gibbs tenemos la relación: [pic], cuyas variables corresponden a ε=56,5*10^-3V, F=96485C/mol y n=1, obtenemos ∆G=5.451± 1*102 J
Error
Tenemos que [pic]donde experimentalmente tenemos Kps= 1,97*10^-10 + 1*10^-12 y por datos bibliográficos obtenemos que Kps= 1,77.10^-10, así obtenemos %error= 11,3
De la misma relación obtenemos el error en base a lo teórico y experimental para γ± de AgNO3, donde teóricamente tenemos γ±= 0.732 y experimentalmente corresponde a γ+= 0,84 ± 0,01, de esta forma conseguimos que el %error = 14,75
DISCUSIÓN Y ANÁLISIS DE RESULTADOS
En este laboratorio nos ayudo a observar de forma práctica lo que nos fue enseñado en nuestras clases teóricas días antes, logramos analizar y armar una celda de concentración y lo que ocurría en ella.
Los errores arrojados en el desarrollo de este practico fueron mayores a un 10% en ambos casos representados anteriormente esto lo vinculamos las consideraciones que consideramos como igualar la temperatura de la celda a la temperatura ambiente, además de que cada dato bibliográfico fue tomado a partir de mediciones tabuladas a T=25ºC y P=1atm, condiciones que claramente no son las que correspondieron a las ambientales de nuestro práctico, una vez más también debemos sumar los errores humanos que podemos cometer en el laboratorio que influyen en los datos tomados, estos errores suelen ser al manejar los instrumentos de forma inadecuada, la precisión y mala observación.
Al analizar los resultados obtenidos pudimos comprobar que al entrelazar los datos experimentales y utilizar los datos tabulados logran retroalimentarse para obtener un término en función del siguiente.
Observando los resultados experimentales podemos apreciar la poca solubilidad del AgCl ya que su producto corresponde al Kps = 1,97*10^-10, descubrir que una cinta de papel filtro impregnada con NH4NO3 puede realizar la función de un puente salino en la celda de concentración y que a partir de la fem podemos encontrar otras propiedades características de la disolución.
Utilizamos la ecuación de Nerst para calcular el potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son las estándar, en el caso de este laboratorio la ocupamos ya que no tenemos las condiciones precisamente estándar, en tal ecuación tampoco consideramos esta fem celda a condiciones estándar) ya que se puede eliminar ya que estamos trabajando con el mismo electrolito en ambas soluciones. Esta fem en las actuales condiciones la obtenemos a través de la temperatura y presión del ambiente, como tenemos el potencial mediante el voltímetro digital a través de esta ecuación nos fue posible obtener las actividades requeridas.
Una vez con ellas, teniendo las concentración nos fue posible obtener γ+= 0,84 ± 0,01 cuyo valor expresa el factor de actividad química de una substancia en su concentración molar.
Por la misma medición del potencial mediante el voltímetro digital, logramos calcular la energía libre en las condiciones del laboratorio la que finalmente fue ∆G=5.451± 1*102 J, que entrega con su valor positivo información acerca de la espontaneidad de la reacción.
