Informe N 2 Fisicoqu Mica II




PRACTICO N°2
Conductividad. Equilibrios Iónicos
CONSTANTE DE ACIDEZ DE UN ÁCIDO DÉBIL












objetivos
Determinar a partir de medidas de conductividad la constante de acidez del ácido acético por dos métodos, uno basado en la Ley de Kohlrausch y el otro en la Teoría de Debye-Hückel.
Comprobar y discutir la ley de Kohlrausch para soluciones diluidas de electrolitos fuertes, así comotambién determinar la conductividad molar de los mismos.
Discutir las posibles fuentes de errores en el método.
introduccion
La conductividad de una solución de electrolitos (fuertes o débiles) aumenta al incrementar la concentración de iones. En el caso de electrolitos fuertes, el número de iones por unidad de volumen aumenta en proporción directa a la concentración, mientras que para electrólitosdébiles la conductividad es menor debido a la ionización parcial del soluto. (1)
A dilución infinita (), los iones actúan con plena independencia unos de otros y se expresa con la suma de las conductancias límites de los iones. Con la ayuda de la ley de Kohlrausch sobre migración independiente de los iones, se pudo obtener para el caso del ácido acético la siguiente expresión:
(2)
En 1923, PeterDebye con su asistente Erich Hückel, desarrollaron una mejora en la teoría de Arrhenius sobre la conductividad eléctrica en soluciones electrolíticas, conocida como ecuación de Debye-Hückel. Las consideraciones tomadas por Debye y Huckel se basan en que las únicas interacciones presentes en ese medio son electrostáticas. Plantearon algunos postulados relacionados con las disoluciones iónicas,disoluciones muy diluidas y que el disolvente básicamente era un medio continuo, sin estructuras, con constante dieléctrica, junto a las derivaciones en las propiedades de la solución en estado ideal. La teoría se ve representada y resumida en la siguiente ecuación:

(3)
Donde γ± es el coeficiente de actividad medio, Z+ Z– son las cargas de los iones, A es una constanteque depende del solventes y la temperatura, I es la fuerza iónica de solución y α es el grado de disociación.
En este práctico determinaremos la contante de equilibrio del ácido acético (ácido débil) mediante los métodos de Kohlraush y Debye-Hückel y comprobar si se cumple lo antes mencionado.

materiales y reactivos
Conductímetro
Termostato a 25°C
2 pipetas de 25 mL,
Vaso precipitado de 50 mLMicropipetas
Balones de aforo de 50 mL
Agua destilada

Reactivo

Fórmula
Masa molar
Densidad
Pto. Ebullición
Pto. Fusión
Ácido Acético
C2H4O2
60,05 g/mol
1,05 g/cm³
118 °C
16 °C
Acido clorhídrico
HCl
36,46 g/mol
1,12g/cm3
48°C
-46°C
Cloruro sodio
NaCl
58,4g/mol
2,17g/cm3
1413°C
801°C
Acetato de Sodio
C2H3NaO2
250g/mol
1,54g/cm3
881°C
324°C
(5) – (6)
Procedimiento
Cada grupo realizó unset de balones aforados de 50 ml, para un reactivo, para lo cual se añade con pipetas volumétrica 25 ml de HCl 0,02N, NaCl 0,02N, HAc 0,05N y NaAc 0,05N respectivamente, en un balón de aforo rotulado como 1, el cual se aforó con agua destilada. Este procedimiento se repitió sucesivamente para cada reactivo en los otros balones, rotulados del 2 al 6, para las concentraciones diluidas de ½, ¼, 1/8,1/16; 1/32 y 1/64 de la concentración inicial utilizada
Para la solución de ácido acético 0,05 N se realizó el mismo procedimiento para un set de 9 balones, es decir, se consideraron las disoluciones de 1/128; y 1/256 y 1/512 veces diluida la concentración inicial. Las concentraciones finales de cada balón se expresan en la tabla 1.
A cada una de estas soluciones se lesmidió su conductividad gracias a un conductímetro y un vaso precipitado alargado y angosto para ser más efectiva la medición.



Resultados:
Los distintos reactivos se comenzaron a diluir con agua, de manera tal que las diluciones fueran de ½, ¼, 1/8, 1/16, 1/32 y 1/64 veces respectivamente, además el Ácido Acético se tuvo que diluir en 1/128, 1/256 y 1/512 veces de su concentración inicial....