1. Determinación de las conductividades iónicas
Resumen
Objetivos
Objetivo general
El objetivo de esta práctica es la determinación de las conductividades iónicas de lo OH y R necesarias para el
tratamiento de los datos experimentales en las practicas posteriores
Objetivos específicos
 Familiarizar con el montaje del equipo y puesta en marcha del mismo
 El uso de software adecuado para poder usar los diferentes artefactos involucrados en la práctica
 Adquirir un conocimiento para el tratamiento de datos experimentales tomados en laboratorio en la
realización de la practica
 Demostrar las diferentes leyes con las cuales predicen los comportamientos de las sustancias en diferentes
condiciones
Descripción del trabajo
Para el desarrollo de esta práctica siga los siguientes pasos:
1. Ejecute el programa SACED-QRAD
2. Presione el botón START e introduzca el nombre del fichero que contendrá los datos en la nueva ventana.
3. Introduzca en el reactor por alguna de las bocas superiores la disolución Acetato de sodio.
4. Encienda el circuito de termostatización y seleccione 25°C como temperatura.
5. Encienda el sistema de agitación para facilitar la rápida termostatización.
6. Determine la conductividad del acetato de etilo a 25°C.
7. Repita las medidas a 35 °C y 45°C.
8. Anote los resultados en una tabla.
9. Vacié el reactor por la llave de descarga (salida-1 de reactivo).
10. Límpielo con agua, varias veces realizando el último aclarado con agua conductimétrica (18 M) y seque el
sistema.
11. Repita los puntos anteriores utilizando la disolución de hidróxido sódico.

2. Elementos necesarios
 Baño termostático con agitación
 Placa agitadora
 Agitador magnético
 Conductivímetro
 Termómetro
 Cronómetro
 Vaso de precipitados con camisa (reactor)
Se requiere además material auxiliar para la preparación de las disoluciones y la realización de la práctica:
 Balanza analítica
 Vasos de precipitados
 Matraces Erlenmeyer
 Probetas
 Pipetas
Reactivos
 Acetato de Etilo
 Hidróxido de Sodio
 Agua destilada
Marco Teórico
Introducción
El transporte de la corriente eléctrica a través de conductores metálicos es realizado por el movimiento de los
electrones del metal, bajo la acción de una diferencia de potencial aplicada. En este caso, por tratarse de un solo tipo
de transportador (electrones), puede considerarse al conductor electrónico como homogéneo, y para él es válida la
Ley de Ohm:
V (1)
R
I

3. donde R es la resistencia del conductor (en Ohm, ), V es la diferencia de potencial aplicada (en voltios, V) e I es la
intensidad de corriente que circula a través del conductor (en amperios, A).
En el caso de las disoluciones electrolíticas, la corriente es transportada por los iones de la disolución, los cuales se
mueven en distintos sentidos (de acuerdo con el signo de su carga) bajo la acción del campo eléctrico producido por
la diferencia de potencial aplicada. En este caso, el conductor iónico también puede considerarse como homogéneo
(siempre y cuando no existan fuerzas mecánicas o viscosas aplicadas), y al igual que el conductor electrónico,
seguirá la Ley de Ohm (Ec. 1).
Esta propiedad de conducir la corriente que poseen las disoluciones electrolíticas es la base de la Iónica, una de las
áreas del conocimiento dentro de la Electroquímica, y una de las primeras en desarrollarse.
Resistencia, conductancia y conductividad
En ausencia de un campo eléctrico, los iones que constituyen un conductor iónico se encuentran en un constante
movimiento al azar, de manera que la distancia efectiva recorrida por los iones en su conjunto es nula. Este
movimiento se origina por acción de fuerzas térmicas y de convección. Ahora bien, cuando se somete a dichos iones
a la acción de un campo eléctrico, los mismos se moverán, en un sentido u otro, de acuerdo con su carga, fenómeno
que se conoce como migración iónica.
En estas condiciones, se puede considerar a la disolución como un conductor, que obedece a la Ley de Ohm.
Consideremos la representación de una porción disolución (Fig. 1) en la que la resistencia R correspondiente vendrá
dada por:
l (2)
R
A
donde  es la resistividad (en ohm.cm) de la disolución, l es la longitud (-distancia entre los planos considerados -
en cm) del conductor y A es el área de sección transversal (en cm2) del conductor.
sección A
longitud l
Figura 1. Porción de disolución
La magnitud recíproca de la resistencia es la conductancia electrolítica (G)
1 (3)
G
R

4. cuya unidad es el Siemens (S)
Combinando las Ecs. 2 y 3 se obtiene:
1 A A (4)
G k
 l l
donde k es la conductividad de la disolución (en S.cm-1), definida como la inversa de la resistividad.
De acuerdo con la Ec. 4, la conductividad de una disolución es la conductancia de la misma encerrada en un cubo de
1 cm3 (l=1cm, A=1cm2).
Conductancia molar
La conductividad es una propiedad que mide la facilidad con que los portadores de carga migran bajo la acción de un
campo eléctrico. Para el caso de un conductor iónico, son los cationes y aniones de la solución los que intervienen
en el transporte de la corriente y por lo tanto, el valor de la conductividad dependerá del número de iones presentes.
Para normalizar la medida de la conductancia, se introduce la magnitud conductancia molar (), definida como:
k

C
(5)
donde C es la concentración molar (mol.L-1) del electrolito totalmente ionizado.
Un análisis dimensional de la Ec. 5 revela que:
k = S.cm-1
C = mol.L-1
por lo que se deben hacer compatibles las unidades de k y C. Para ello tendremos en cuenta que 1 L equivale a
1000 cm3, por lo que las unidades para C se pueden expresar como:
C = 10-3 mol.cm-3
Es decir, cuando C se expresa en mol.L-1, se debe multiplicar por el factor 10-3 para pasarlo a mol.cm-3. De esta
manera, las unidades para  serán:
 = S.cm2.mol-1
Por lo tanto, si se utilizan las unidades de mol.L-1 para C y S.cm-1 para k, la ecuación para  que se deberá usar es:
k (6)
  1000
C

5. donde el factor 1000 da cuenta del cambio de unidades de L (dm3) a cm3.
Variación de la conductividad con la concentración
La conductancia molar depende de la concentración del electrolito. Sería independiente de la misma si la
conductividad fuese directamente proporcional a la concentración, pero esto no es así debido a que la interacción
entre los iones es disociativa a concentraciones bajas y asociativa a concentraciones altas.
En la Fig. 2 se muestra la variación de la conductividad con la concentración para distintos electrolitos. El
comportamiento general es el mismo para todos los electrolitos. Existe un aumento inicial de la conductividad a
medida que aumenta la concentración hasta un valor máximo, lo que se explica por existir un mayor número de iones
dispuestos para la conducción.
Figura 2. Variación de la conductividad con la concentración para distintos electrolitos
A partir de un determinado valor de concentración, la conductividad comienza a disminuir, debido a que las
interacciones asociativas entre los iones dificultan la conducción de la corriente.
Variación de la conductancia con la concentración: Ley de Kohlrausch
Las medidas realizadas por F.W. Kohlrausch en 1894 de conductancia molar para diferentes electrolitos mostraron
dos tipos de comportamiento. Los mismos se ejemplifican en la Fig. 3.

6. Figura 3. Variación de la conductancia molar con la raíz de la concentración
Por un lado, los electrolitos verdaderos (fuertes), como el KCl, el HCl, etc., muestran una disminución lineal de la
conductancia molar con la raíz cuadrada de la concentración. Por otro lado, los electrolitos potenciales (débiles),
como el ácido acético, sulfato de níquel, el agua, etc., muestran valores máximos de conductancia molar cuando
C0 (dilución infinita), pero disminuyen rápidamente a valores bajos cuando aumenta la concentración.
Los electrolitos verdaderos son sustancias que están completamente ionizadas en disolución, por lo que la
concentración de iones dispuestos para la conducción es proporcional a la concentración del electrolito. Sin
embargo, existe cierta relatividad en la denominación verdadero y potencial ya que la ionización depende
fuertemente de la naturaleza del disolvente y de la temperatura.
Para los electrolitos verdaderos, Kohlrausch demostró que:
  0  A C (8)
(Ley de Kohlrausch)
donde 0 es la conductancia molar límite (correspondiente a la ordenada en el origen de la recta de la Fig. 3) y A es
un coeficiente (correspondiente a la pendiente de la gráfica de la Fig. 3) que depende de la naturaleza del electrolito,
del disolvente y de la temperatura.
Ley de la migración independiente de los iones
Kohlrausch también demostró que 0, para cualquier electrolito, se puede expresar como la suma de las
contribuciones de las conductancias iónicas de cada una de las especies constituyentes. Llamando + y - a las

7. conductancias molares de los cationes y los aniones respectivamente, la expresión matemática de la Ley de las
Migraciones Independientes de los Iones es:
0 = z+ 0+ + z- 0- (9)
donde z+ y z- es el número de oxidación de los cationes y aniones respectivamente. Los valores de 0+ y 0- para
algunos iones se encuentran tabulados en la Tabla 2.
Tabla 2: Conductancias molares a dilución infinita (, S.cm2.mol-1) para distintos iones a 25ºC
Catión +(S.cm2.mol-1) Anión -(S.cm2.mol-1)
H+ 349.6 OH- 199.1
Na+ 50.1 Cl- 76.4
K+ 73.5 Br- 78.1
Zn2+ 105.6 SO4-2 160.0
Mg2+ 106.1 Ac- 40.9
NH4+ 73.4 Fe(CN)64- 442.3
Ba2+ 127.2 I- 76.8
La conductancia de una mezcla, de acuerdo con la Ley de las Migraciones Independientes de los iones puede ser
calculada mediante la siguiente ecuación:
G = 1/k  Ci 0i (10)
donde k es la constante de la celda y Ci y 0i representan la concentración y la conductancia molar de las especies
iónicas respectivamente. Nótese que este cálculo es posible dado que la conductancia es una propiedad aditiva.
Medida de la conductancia
Fuentes de poder y puentes de resistencia

8. La medida de la resistencia eléctrica de una disolución es la base de la medida de la conductancia de la misma. Para
ello, se incorpora una celda de conductividad a un puente de Wheatstone pero con una corriente alterna por los
cambios en la concentración de los electrólitos.
El puente descrito en la Fig. 4 consta de un juego de 4 resistencias, una de ellas la resistencia de la disolución, una
fuente de corriente alterna y un galvanómetro. Se modifica el valor de la resistencia variable R2 hasta que la lectura
en el galvanómetro sea nula. Posteriormente aplicando las leyes de Kirchhoff, con el valor de R2 y conociendo R1 y
R4 se puede calcular R3 (resistencia de la disolución).
Figura 4. Puente de Kohlrausch para la medida de la resistencia de una disolución
Celdas
Las celdas pueden tener diferentes configuraciones físicas dependiendo de las necesidades de la medida, que
pueden incluir consideraciones acerca de su volumen o espacio (Fig. 5).

9. Figura 5. Esquema de una celda de conductividad
El valor de constante K de la celda caracteriza a la misma. Las celdas con valores de constante en el entorno de 1
cm-1 usualmente poseen electrodos pequeños y espaciados, mientras que las celdas con valores de constante en el
entorno de 0.1 cm-1 poseen electrodos grandes y poco espaciados.
Como K es un factor que refleja una configuración física particular de la celda, el valor observado de la conductancia
debe ser multiplicado por el valor determinado de la constante de la celda para obtener la conductividad. Por
ejemplo, para una lectura de conductancia de 200 S usando una celda de constante 0.1 cm-1, el valor de
conductividad será de 200 x 0.1 = 20 S.cm-1.
Determinación de la constante de celda
En teoría, una celda de conductividad de valor K = 1 cm-1 estaría formada por dos electrodos de 1 cm2 de superficie,
separados una distancia de 1 cm. Sin embargo, el valor de la constante de la celda no queda determinado
exclusivamente por los valores de l y A, ya que la superficie de los electrodos no es perfectamente lisa. Así,
solamente una superficie de platino pulida a espejo posee un área real prácticamente igual a la geométrica. Sin
embargo, una superficie de platino rugoso (platino platinado o negro de platino) posee un área real mayor que la
geométrica. Como esto no se conoce a priori, lo que se hace es calibrar la celda con una disolución de conductividad
conocida.

10. Longitud
l
Area
A
Figura 6. Líneas de campo eléctrico entre electrodos paralelos
Entre ambos electrodos se establece un campo eléctrico homogéneo (Fig. 6.) que provoca el movimiento de los
iones de acuerdo con sus cargas. Pero en los bordes de los electrodos, las líneas de campo eléctrico no son
perpendiculares a la superficie del electrodo, lo que implica una mayor área efectiva, en una cantidad A.
De esta manera, la constante de la celda vendrá dada por:
l
K (11)
A  A
Como normalmente no es posible medir el aumento del área debido a los efectos de borde, el valor de K no puede
ser determinado teóricamente.
Para poder determinar experimentalmente (calibrar) el valor de K se mide la conductancia de una disolución patrón
de conductividad conocida. El valor de K vendrá dado por:
k
K (12)
G
Para la calibración se usan disoluciones de KCl en agua ultrapura de concentración exactamente conocida, cuyos
valores de conductividad se encuentran tabulados (Tabla 3).

11. Tabla.3: Conductividades de disoluciones de KCl a 25ºC
KCl  (g/L) Conductividad a 25ºC (S.cm-1)
0.74526 0.0012205
7.4191 0.012856
71.135 0.11134
Influencia de la temperatura
La conductividad de una disolución a una concentración electrolítica determinada cambia con la temperatura. La
relación entre el cambio en la conductividad en función de la temperatura se describe en términos del coeficiente de
temperatura para la disolución. Estos coeficientes de temperatura varían con la naturaleza y concentración del
electrolito, como se deduce de la Tabla 4.
Tabla 4: Coeficientes de temperatura entre 25 y 50ºC (% de cambio de conductividad por ºC).
Disolución % cambio / ºC
agua ultrapura 4.55
KCl 2.01
NaCl 2.12
5% NaOH 1.7
Amonio diluído 1.88
10% HCl 1.32
5% H2SO4 0.96
98% H2SO4 2.84
Usualmente, los conductímetros tienen la capacidad de compensar electrónicamente las medidas por los cambios de
temperatura. Esta compensación puede realizarse manualmente o estar fija en un valor usual (p.ej. 2.1%),
dependiendo del equipo. Por definición, un valor de conductividad compensado por cambio de temperatura es la
conductividad que tendría la disolución a la temperatura de referencia (que puede ser distinta de la temperatura de

12. trabajo). Esta temperatura de referencia puede ser 20 o 25ºC, y cuanto más cercana sea la temperatura de medida a
la temperatura de referencia, menor será el error cometido.
Aplicaciones de las medidas conductimétricas
Como se comentó previamente, las medidas conductimétricas rara vez se utilizan para medir la concentración de un
determinado electrolito. Por el contrario, resultan útiles para medir la concentración total de electrolitos.
Determinación de la salinidad del agua de mar
La salinidad total es una medida del contenido total de sales disueltas en una disolución y es de particular
importancia su determinación en el agua de mar. La salinidad del agua de mar es debida, entre otros electrolitos, al
NaCl, KCl y MgCl2 y su contenido total es determinante de procesos biológicos tan diversos como el desove y la
migración de los peces.
La medida de salinidad se realiza en una escala basada en una disolución de KCl. Así, un valor de salinidad de 35 %
a 15 ºC es equivalente a la conductividad de una disolución de KCl conteniendo 32.4356 g de KCl en 1 kg de
disolución.
Control de la pureza del agua
El agua corriente suministrada por las cañerías posee un contenido de electrolitos que no es adecuado para su uso
en los laboratorios. Esta agua puede ser purificada por destilación, intercambio iónico o por métodos combinados de
intercambiadores y membranas para ósmosis inversa. Se puede medir el grado de purificación alcanzado midiendo
la conductividad total del agua producida. Los equipos que purifican el agua a un nivel de 10 -9 M tienen incorporado
un sistema de medición continua de la conductividad.
El agua comúnmente utilizada en Electroquímica es de calidad ultrapura, en la que la resistividad debe de alcanzar
un valor mayor que 18 M cm-1. La misma se consigue luego de realizar una triple destilación, seguida de
intercambiadores catiónico y aniónico y ósmosis inversa. La resultante debe fluir por filtros de carbón activado y de
membrana de acetato de celulosa de 0,33 m de diámetro.

13. Titulaciones conductimétricas
Las valoraciones conductimétricas se basan en la medida del cambio de la conductancia de una disolución a medida
que se agrega el reactivo valorante. La conductancia de una disolución varía, entre otros factores, con el número,
tamaño y carga de los iones, por lo que iones diferentes contribuirán en forma diferente a la conductancia de una
disolución. De esta manera, durante una valoración, la sustitución de algunas especies iónicas por otras producirá un
cambio en la conductancia, el cual puede ser ventajosamente aprovechado para determinar el punto final de una
valoración.
En las valoraciones conductimétricas, la conductancia de la disolución a valorar se mide luego de la adición de
cantidades determinadas de reactivo valorante. Si se grafican los valores de conductancia en función del volumen de
valorante agregado, se obtendrán dos rectas de pendientes diferentes, de cuya intersección se podrá obtener el
punto final de una valoración.
Figura 7. Curva de titulación conductimétrica de un ácido fuerte con una base fuerte
Por ejemplo, en la Fig. 7 se muestra la gráfica de conductancia vs. volumen de NaOH agregado durante la valoración
conductimétrica de una disolución de HCl con NaOH. A medida que se agrega el reactivo valorante (NaOH), los H +
del HCl van siendo consumidos por los OH- para formar agua. Estos H+ son progresivamente sustituidos por iones
Na+, los cuales poseen una menor conductancia iónica que los H+, y por lo tanto la conductancia de la disolucón
disminuye. Luego del punto equivalente, el exceso de iones Na+ y OH- provoca el aumento de la conductancia de la
disolución verificándose la segunda recta que se muestra en la figura. La pendiente de la recta correspondiente a la
fase final de la valoración (más allá del punto equivalente) es menor que la pendiente incial debido a que la suma de
las conductividades iónicas del Na+ y el OH- es menor que la correspondiente suma para los iones H+ y Cl-.
Estudio conductimétrico de la cinética de la hidrólisis de los ésteres en medio básico
La reacción recomendado de estudio en el equipo que se va a usar es la hidrólisis de los ésteres en medio básico.

14. El mecanismo más aceptado para está hidrólisis catalizada por bases es el siguiente:
Este es un mecanismo de adición-eliminación; proceso bimolecular con ruptura del enlace oxígeno-acilo por el
ataque del ión OH- actuando como un nucleófilo y la formación de un complejo intermedio tetraédrico muy
estructurado. En esta disolución acuosa están presentes dos nucleófilos, el H2O y el ion OH-; el agua es el débil y por
tanto reacciona lentamente con el carbono carbonílico mientras que el hidróxido es mucho más activo y actúa más
rápidamente.
Se observa, también, como el último paso del mecanismo obliga a la reacción a ser irreversible. La reacción global
puede formularse como:
Si designamos por CA0 la concentración inicial de éster y por CB0 la de sosa, la concentración de R-COONa al cabo
de un tiempo "t" será CA, cumpliéndose en todo instante:
dC A
 k (C A0  C A )(C B 0  C A )
dt
Integrando, nos queda la expresión:
C A0  C A C
Ln  Ln A0  k (C A0  C B 0 )t
CB 0  C A CB 0
O lo que es lo mismo:
1  C (C C ) 
k t   Ln  B 0 A0 A 
C A0  C B 0  C A0 (C B 0  C A ) 

15. donde k es la constante de velocidad de la reacción, t el tiempo, CA0 y CB0 las concentraciones iniciales de éster (A) y
sosa (B) y CA la concentración de éster en el tiempo t.
Seguiremos el curso de la reacción por un método conductimétrico; midiendo la conductividad del sistema a distintos
intervalos de tiempo podremos conocer las concentraciones existentes de productos y reactivos.
La conductividad del sistema disminuirá con el tiempo, pues van desapareciendo iones OH - y formándose iones R-
COO- de menor movilidad iónica; los iones Na+ no intervienen en la variación de la conductividad ya que se trata de
iones espectadores pues por cada molécula de NaOH que desaparece se forma una de
R-COONa.
Según la ley de Kohlrausch de la migración independiente de iones, la conductividad específica k de una disolución
de "i" especies iónicas distintas es la suma de las conductividades específicas ki de dichas especies iónicas, y ya que
la conductividad específica es el producto de la conductividad equivalente i por la concentración Ci (eq.g/cm3),
como se vio anteriormente.
Se tiene:
k   k i    i  Ci
i i -1 cm-1
La conductividad específica del proceso será debida sólo a la base utilizada:
k  (Na   OH  )  C B 0 10 3
-1t 0 -1
cm
La conductividad específica de la disolución, al cabo de un tiempo "t" será:
kt t  (Na  C B 0 OH  (C B 0  C A )  R   C A ) 10 3
-1 cm-1
en las dos ecuaciones anteriores OH- y Na+ son las conductividades iónicas de las especies OH- y Na+, CB0 la
concentración inicial de sosa, CA la concentración de éster a tiempo t.
Despejando de las dos últimas ecuaciones:

16. (kt 0  kt t ) 10 3
CA  Eq.g/l
OH   R 
donde CA es la concentración de éster, kt=0 la conductividad específica para t=0, kt=t la conductividad específica a
tiempo t y OH- y R- las conductividades iónicas para las especies OH- y R-.
Es decir, determinando la conductividad específica de la disolución en el tiempo t=0 y a diversos intervalos de tiempo
t=t y determinando las conductividades iónicas OH- y R- pueden hallarse las respectivas concentraciones CA.
Las conductividades iónicas OH- y R- se pueden determinar de la siguiente manera:
Se preparan disoluciones de NaOH y RNa 0.01M, se termostatizan a la temperatura elegida para la hidrólisis (25°C)
y se determinan las conductividades de cada una de las disoluciones:
k NaOH  (Na   OH  )  C A0  10 3 -1 cm-1
k RNa  (R   Na  )  C B 0  10 3
-1 cm-1
es importante que las concentraciones iniciales de ambos sean las mismas para poder despejar CA0=CB0=C0:
(k NaOH  k RNa ) 10 3
OH  R 
 
C0 -1 cm2 / eq.g
donde C0 es la concentración inicial de la sosa o el éster (que deben ser iguales), k NaOH la conductividad de la
disolución de NaOH, kRNa la conductividad de la disolución de RNa y OH- - R- el factor que se quiere hallar.
Metodología
1.- Inicio del programa SACED-QRAD
2.- Introducción en el reactor por alguna de las bocas superiores la disolución de Hidróxido de Sodio.
3.- Encendido del circuito de termostatización y selección de 25°C como temperatura.
4.- Encendido del sistema de agitación para facilitar la rápida termostatización.
5.- Determinación de la conductividad del acetato de Sodio a 25°C
6.- Repetición de las medidas a 35 y 45°C.
7.- Recolección de datos.
8.- Vaciado del reactor por la llave de descarga.
9.- Limpiado del reactor con agua, varias veces.
10.- Repetir los pasos anteriores para el Hidróxido de Sodio.

17. Preparación de las soluciones:
La soluciones tanto del Hidróxido de Sodio como del Acetato de Sodio, se prepararon a 0.01M, de la siguiente
manera, primeramente se pesaron las cantidades requeridas de soluto tomando en cuenta su grado de purificación
(0.404 g. Hidróxido de Sodio, 0.889 g. Acetato de Sodio) en una balanza digital, la cual anteriormente se aforo, luego
se midió el volumen de agua destilada requerida para la solución (1000 ml) en una probeta graduada de 100 ml, para
luego proceder a la disolución respectiva del Hidróxido de Sodio y del Acetato de Sodio con el agua en un matraz
aforado.
Acondicionamiento del reactor:
Una vez preparada las disoluciones e introducidas las mismas al reactor por separado (no existe reacción), es decir,
que en ningún momento se ponen en contacto las dos disoluciones; primeramente se coloco la disolución de
Hidróxido de Sodio que con el encendido del termostato para alcanzar las temperaturas requeridas, del agitador y de
la bomba del suministro de fluido de control (agua de red), se empezó a medir las conductividades de las
disoluciones.
Medición de la conductividad:
Se introdujo el conductimetro en su entrada lateral al reactor, es decir, en la solución que se desea medir, después
se anotaron los datos que se leían en el digital (PC) en S/cm como en el analógico este último proporcionaba las
lecturas en mS/cm, finalmente se retiraba el conductímetro de la solución para realizar su respectivo lavado
(conductímetro) con agua destilada, luego se repetía el mismo procedimiento para medir las demás conductividades
a las otras temperaturas requeridas.

18. Resumen del procedimiento en laboratorio:
Plan de trabajo
Encendido del
Ejecución Determinación de Repetir las Toma Vaciado y
Introducción sistema de
Tiempo
del las conductividades medidas a de limpieza
del Acetato refrigeración y
(min)
Programa eléctricas a 25 °C 35 y 45 °C datos del reactor
agitación
5 X
10 X
15 X
20 X
25 X
30 X
35 X
40 X
45 X
50 X
55 X
60 X
65 X
70 X
75 X
80 X
85 X
90 X
Resultados y análisis
Resultados
Datos tomados en laboratorio
Hidroxido de sodio (sol.) Acetato de sodio (sol.)
Temperatura Conductividad Conductividad
Temperatura (°C)
(°C) (μS/cm) (μS/cm)
25 2800.0 25 1028.0
34.8 2710.0 34.9 1055.0
40.5 2659.5 40 1064.5
44.1 2640.0 44.3 1067.0
Fuente: Elaboración Propia

19. Conversión de unidades:
Agua destilada Hidroxido de sodio (sol.) Acetato de sodio (sol.) Agua destilada
Conductividad Temperatura Conductividad Temperatura Conductividad Conductividad
(μS/cm) (°C) (S/cm) (°C) (S/cm) (S/cm)
0.5 25 0.002800 25 0.001028 0.0000005
34.8 0.002710 34.9 0.001055
40.5 0.002660 40 0.001065
44.1 0.002640 44.3 0.001067
Fuente: Elaboración Propia
Diferencia de la conductividad de la solución con la del agua destilada:
Conductividad de los electrolitos
OH R-COO
Temperatura Conductividad Conductividad
Temperatura (°C)
(°C) (S/cm) (S/cm)
25 0.0027995 25 0.0010275
35 0.0027095 35 0.0010545
40 0.0026590 40 0.0010640
44 0.0026395 44 0.0010665
Fuente: Elaboración Propia
Diferencia de las conductividades iónicas
Temperatura  k NaOH  k EtONa 
kNaOH Scm^-1 kEtONa Scm^-1 OH   R  
   1cm 2 / eq.g
(°C)  Co 
0.0001772
25 0.002800 0.001028
0.0001655
35 0.002710 0.001055
0.0001595
40 0.002659 0.001064
0.0001573
44 0.002640 0.001067
Fuente: Elaboración Propia

20. Calculo de la resistencia de los electrolitos
Temperatura
kNaOH Scm^-1 kEtONa Scm^-1 Kccl (cm^-1)
(°C)
25 0.002800 0.001028
35 0.002710 0.001055
0.1
40 0.002659 0.001064
44 0.002640 0.001067
Fuente: Elaboración Propia
Temperatura
(°C) RNaOH Ω REtONa Ω
25 35.721 97.324
35 36.907 94.832
40 37.608 93.985
44 37.886 93.765
Fuente: Elaboración Propia
Calculo del error
Temperatura kNaOH Scm^-1 kEtONa Scm^-1 kNaOH Scm^-1 kEtONa Scm^-
(exp) Error NaOH % Error EtONa %
(°C) (exp) (teo) 1 (teo)
25 0.002800 0.001028 0.0465 0.0295 93.98 96.52
35 0.002710 0.001055 0.0465 0.0295 94.17 96.43
40 0.002659 0.001064 0.0465 0.0295 94.28 96.39
44 0.002640 0.001067 0.0465 0.0295 94.32 96.38
Fuente: Elaboración Propia
Análisis de los resultados
Observando los resultados obtenidos en el experimento se puede apreciar que existe una disminución en la
conductividad para el hidróxido de sodio al aumentar la temperatura , sin embargo para el acetato de sodio ocurre lo
contrario, es decir, un aumento de la conductividad con incrementos de temperatura.
Al realizar el cálculo para encontrar las conductividades de los electrolitos se puede observar que no existe mucha
influencia del agua para la conductividad de los mismos.
En cuanto a las diferencias de las conductividades iónicas, se puede observar que no existen cambios significativos
en dichas diferencias, respecto a variaciones en la temperatura.

21. En la tabla de errores porcentuales en referencia a las conductividades teóricas que nos proporciona la bibliografía
se muestran que estos son significativos.
Conclusiones y recomendaciones
Conclusiones
 Algunas causas de error que pudieron afectar el experimento se deben principalmente al manejo del
conductímetro y a su lavado, además de las posibles variaciones de concentración que se tuvieran la
preparar las soluciones en las probetas y en los matraces.
 El cable del conductímetro se encontraba bastante suelto, por lo que era necesario mantenerlo sujeto todo
el tiempo que se realizaban las mediciones, de otra manera, la lectura oscilaba todo el tiempo y era
incorrecta, al caso de que en un momento se dieron cambios bruscos. Este hecho parece haber afectado en
demasía los valores tomados.
 Se pudo medir las conductividades de las soluciones tanto del hidróxido como del acetato, por lo tanto fue
posible determinar las diferencias entre las conductividades iónicas, es decir, del ión OH- y del RCOO- .
 La mayor conductividad del NaOH con respecto al otro electrolito (RCOONa), se debe a la gran velocidad
que tienen los oxidrilos para transportarse. Esto ocurre por la transferencia de los protones mediante
moléculas de agua del medio.
 Por otra parte se pudo calcular la resistencia de las soluciones usando la Kcel, que en cuentro caso era de
0.1 cm-1.
 Los errores observados, se deben a errores accidentales e instrumentales, es así que se obtuvieron errores
muy grandes con respecto a los valores teóricos, aunque cabe decir que los valores teóricos fueron leídos a
25°C, y a pesar de ello se observa que el valor de 25°C de igual forma incurre en gran error.
 En las gráficas se puede observar que la conductividad respecto a la temperatura tiene un comportamiento
lineal teniendo pendiente negativa la solución de Hidróxido de Sodio y positiva la del Acetato de Sodio.
 El comportamiento especial del Hidróxido de Sodio no sigue un patrón común, ya que, la bibliografía
menciona que los electrolitos en este caso fuerte, tienden a aumentar su conductividad al incrementar la
temperatura, y este fenómeno en particular se le puede atribuir a la mala limpieza del equipo, que el reactor
haya contenido partículas extrañas que reaccionaron con el Hidróxido de Sodio, y al incrementar la
temperatura aumento la velocidad de la reacción dando lugar a que disminuya los iones oxidrilo.
Recomendaciones
 El buen lavado de los instrumentos es escencial para evitar que restos de la solución medida en la celda
afecten a las siguientes mediciones. Es por esto que se debe lavar el conductímetro varias veces con agua
destilada luego de cada medición y comprobar que la conductancia del agua este siempre entre 1 -2 mS.

22.  Así también se recomienda aislar las mangueras de carga y descarga, en especial por las cuales transcurre
el fluido de control (agua).
 Por otro lado se recomienda que el modulo del reactor este a una mayor altura para que la descarga que es
por gravedad sea con mayor eficiencia.
 Se recomienda revisar las conexiones para evitar futuras fugas.
 El personal que maneje el equipo debería usar la indumentaria correcta como ser: mandil, guantes y gafas
de protección.
 Se recomienda que el laboratorio se un ambiente más amplio y único para laboratorio de reactores.
Cuestionario
Observando los datos obtenidos conteste a las siguientes cuestiones:
¿Cómo influye la temperatura en la conductividad de cada una de las especies?
En la práctica, al leer los datos y realizar las gráficas correspondientes se pueden observar que el comportamiento
de las conductividades de las dos soluciones respecto a la temperatura es lineal, siendo que las pendientes tienen
un comportamiento diferente, ya que la solución de Hidróxido de Sodio es negativo y del Acetato de Sodio es
positivo.
¿A qué factores puede deberse el comportamiento que presentan?
Para el Acetato de Sodio el cambio de conductividad es mayor cuando se incrementa la temperatura porque estos
iones ganan mayor energía vibratoria en consecuencia mayor movilidad, sin embargo para el Hidróxido de Sodio fue
disminuyendo la conductividad al incrementar la temperatura, lo cual puede atribuirse a partículas extrañas.
¿Por qué, pese a sufrir los mismos incrementos de temperatura, el comportamiento de ambas especies es diferente?
Por la naturaleza de las sustancias, es decir, el Hidróxido de Sodio es un electrolito fuerte y por lo tanto se disocia
rápidamente y el Acetato de Sodio es un electrolito débil y se disocia lentamente, es así que la corriente puede
transferirse fácilmente en el Hidróxido de Sodio, en otras palabras tiene una mayor conductividad.

23. Bibliografía
 “Manual del Conductímetro Orion, modelo 105”, Anónimo, 44pp (1996).
 “Análisis instrumental”, D.A. Skoog t D.M. West, Cap 22, pp 671-682, 2ª Edición, Editorial Interamericana
(1987).
 “Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas biológicos”, R. Chang, Cap. 9, pp. 245-288 3ª Edición, CECSA
(1986).
 Dr. Rajeev Jain: Conduction in Metals and in Electrolyte Solutions. School of Studies in Chemistry Jiwaji
University, Gwalior – 11. PDF+Electrochemistry-+I
 Manual de Prácticas "EBIDON" 2009
 LEVINE, IRA, Fisico-Química, tercera edición, Ed. Mc Graw Hill, Mdrid, 1994
 Conductancia de electrolitos. En: http//www.scribd.com/doc/22810615/Lab-Fiquill-Conductancia de los
electrolitos B.
 CRC HAMDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS 87th ed. 2006-2007
 WWW.SMARTMEASUREMENT.COM/ La conductividad de los líquidos comunes

25. Gráficas
Conductividad vs. Temperatura
NaOH (S/cm)
C 0.002820
o 0.002800
n 0.002780
d 0.002760
u 0.002740
c 0.002720
t 0.002700
i 0.002680
v 0.002660
i 0.002640
d 0.002620
a 0 10 20 30 40 50
d
Temperatura °C
R-COONa (S/cm)
C
o
0.001070
n 0.001065
d 0.001060
u 0.001055
c
0.001050
t
0.001045
i
v 0.001040
i 0.001035
d 0.001030
a 0.001025
d 0 10 20 30 40 50
Temperatura

26. Esquema del experimento
Fotografías
Preparación de las soluciones

27. Balanza digital
Reactor QRAD

28. Programa en uso
QRUBI. Unidad Base y de Servicio