conductividad-13 (1).docx

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERIA QUÍMICA

DEPARTAMENTO ACADEMICO DE FISICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA AII

CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS

*PROFESORA: Claudia Villanueva Huerta

*ALUMNA: Nuñez Coronel, Sheyla Liset *CÓDIGO: 12070125

*FECHA DE REALIZACIÓN: 27/10/14

*FECHA DE ENTREGA: 03/11/14

Lima-Perú

2014-II

L-1-FQAII-B

1

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS

TABLA DE CONTENIDO

PÁG.

I. Resumen……………………………………………………………………………

II. Introducción………………………………………………………………………….

III. Principios teóricos…………………………………………………………………….

IV. Procedimiento experimental…………………………………………………………..

V. Tabulación de datos y resultados………………………………………………………

VI. Cálculos y ejemplos de cálculos………………………………………………………

VII. Discusión de resultados………………………………………………………………

VIII. Conclusiones y recomendaciones……………………………………………………

IX. Bibliografía y Webgrafía……………………………………………………………

X. Apéndice

o Cuestionario……………………………………………………………………

o Gráficos…………………………………………………………………………

o Hoja de datos………………………………………………………………….

2


RESUMEN

Ésta práctica tiene como objetivo determinar la conductividad de las soluciones acuosas: KCl, HCl, electrolitos fuertes, y CH3COOH, electrolito débil, y a la vez su relación con la concentración y temperatura.

Primero se preparó las soluciones de KCl (100mL), Biftalato de potasio (C8H5KO4), 250mL de HCl y CH3COOH a las

concentraciones de 0.01, 0.002 y 0.00064N. Luego se valoró la solución de NaOH con la solución de biftalato de

potasio para determinar la concentración real del NaOH y apartir de ésta se determinó las concentraciones

corregidas para el HCl y CH3COOH.

Para la determinación de la conductividad eléctrica (L) experimental de usó el conductímetro, que fue calibrada

previamente con la solución estándar H17030.

Se dice que la conductividad es la capacidad que tienen las sustancias para conducir la corriente eléctrica. La

conductividad de las disoluciones se puede expresar como conductividad eléctrica (L), equivalente (Λ ),

equivalente a dilución infinita (Λ∞ ); para lo cual se aplicará la ley de Kohlrausch, el grado de disociación (α )

propuesta por Arrhenius solo para electrolito débil y finalmente la ley de dilución de Ostwald.

La práctica se realizó a las siguientes condiciones de laboratorio: Presión 756 mmHg, Temperatura 25°C y

Humedad Relativa 96%. Obteniendo los siguientes resultados de % de error, para la constante de disociación del

electrolito débil (CH3COOH)=-294.3% y para la conductividad equivalente a dilución infinita (Λ∞ ) del HCl fue

29.5% y para el CH3COOH fue de 48.7% .Los resultados generales de la práctica se encuentran tabulados en la

TABLA N.4

3


Podemos concluir que los electrolitos fuertes: KCl, HCl se caracterizan por poseer una conductividad eléctrica

elevada y suave aumento de ésta con la dilución en comparación con el electrolito débil, CH3COOH, que presenta

una conductividad eléctrica baja y gran aumentando con la dilución.

INTRODUCCIÓN

En la segunda mitad del siglo XIX, el avance en el estudio de la naturaleza de las soluciones

electrolíticas se debió a dos bases de ataque del problema. Una fue las medidas de conductividad

eléctrica y la otra las medidas de las propiedades coligativas de estas soluciones. Los resultados del

primer método fueron los que impulsaron en principio a Arrhenius a formular su teoría.

Desde 1869 a 1880, Kohlrausch en Alemania publicó una serie de artículos sobre cuidadosas

medidas de conductividad eléctrica de soluciones a diferentes concentraciones y temperaturas. Para

reducir sus resultados a una base común de materia en consideración, Kohlrausch ideó la función

llamada conductividad eléctrica referida a 1 equivalente-gramo de soluto.

4


PRINCIPIOS TEÓRICOS

Soluciones electrolíticas:

Se llaman soluciones electrolíticas a todas aquellas en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando iones.

Las soluciones de electrolitos tienen propiedades coligativas con valores mayores que los correspondientes a su concentración molar. Los electrolitos son sustancias que en solución acuosa o como sales fundidas conducen la corriente eléctrica. Pueden ser ácidos, HCl, H2SO4, CH3COOH, bases NaOH, Ba(OH)2, NH4OH o sales CH3COONa, NaCl (la sal conduce a 802°C porque se funde) Además, las reacciones de los electrolitos son más rápidas que las de otros reactivos. Los electrolitos en solución, se dividen en iones de signo contrario, la carga de cada ión es igual a su valencia y el número total de cargas positivas y negativas en la solución son iguales. En los compuestos iónicos los iones existen en todo momento, aún en estado sólido, por eso, cuando se funden los cristales iónicos, los iones también quedan libres para conducir la corriente. Al disolverse en agua los iones se separan de la red cristalina y, se hidratan, son rodeados por moléculas de agua, entonces cada ión queda como una partícula individual.

ION NEGATIVO ION POSITIVO

Conductancia Eléctrica (L):

La conductancia eléctrica es la inversa de la resistencia eléctrica que es el parámetro más utilizado en electricidad expresado en ohmios (Ώ). Ohm comprobó que la resistencia de un conductor depende de la

5


naturaleza del material (ρ) y es directamente proporcional a la longitud de este (l) e inversamente proporcional a la sección (A) un conductor.

R = ρ (l/A)

Donde: ρ (Ώ.cm) = Resistividad o Resistencia específica: Es una constante que depende de la naturaleza del

conductor,l (cm) = Longitud del conductor,A (cm2) = Sección transversal del conductor.

La unidad de conductancia es el SIEMENS (S): Siemens (S)=Ω-1= Mho

Conductancia específica (k)

La conductividad o conductancia específica (k) se define como la conductividad en Siemens de 1 cm3 de líquido a la temperatura de 25ºC. Es la suma de las contribuciones de conductividad de todos los iones presentes en la solución y depende:

a) De la concentración iónica total

b) De la velocidad que se mueven los iones por la influencia de una fuerza electromotriz.

c) De la temperatura de la solución.

El valor de la conductividad se obtiene a partir de:

k = L (l/A)

Conductividad equivalente (Λ)

Es la conductividad de un equivalente de soluto contenido entre dos electrodos colocados a la distancia de i cm (no se especifica el volumen de la solución ni el área de los electrodos es igual al producto de la conductividad (k) por el número de centímetros cúbicos que contiene un peso equivalente-gramo del electrolito es decir por 1000 / N, donde N es la normalidad de la solución o número de equivalente-gramo de soluto por litro de solución; por consiguiente:

Λ = 1000K /N

Conductividad Equivalente a dilución infinita (Λ∞)

El aumento de la conductividad equivalente de todas las soluciones electrolíticas tiende hacia un límite al crecer la dilución esto implica que una mayor dilución no cambia el valor de la conductividad equivalente y no que sea la del disolvente puro, es decir a dilución infinita el efecto salino desaparece y las interferencias entre iones se anulan; es decir cada ión se mueve libremente sin importar la presencia de los otros y todos los iones conducen la corriente eléctrica; entonces la conductividad de las soluciones consiste en la suma de todas las conductancias iónicas equivalentes individuales. En estas condiciones la conductividad equivalente límite de un electrolito (Λ∞), será igual a la suma de conductividad iónica equivalente de su catión (λ+) y la conductividad iónica equivalente de su anión (λ-):

6


Λ∞ = λ+ + λ-

La importancia de las medidas de conductividad, tales como:

a) Control de la pureza del agua destilada.

b) Control de aguas de uso doméstico, agrícola e industrial.

c) Determinación de residuos de ácidos, de bases, o electrolitos.

d) Determinación de parámetros químicos como: Ka, Kb, Kps, Kf, y el grado de disociación de electrolito.

DETALLES EXPERIMENTALES

MATERIALES

Conductímetro

2 Pipetas volumétricas de 20mL

Pipetas afloradas de 10mL y 5mL

4 Fiolas de 250mL y una de 100mL

2 Erlenmeyers

Bureta de 25mL

Bagueta

Vaso de precipitado de 100mL

Probeta graduada de 50mL

REACTIVOS:

Hidróxido de sodio (NaOH)(ac )≅0.4N

Ácido acético ( CH3COOH)(ac)

7


Fenolftaleína

Cloruro de potasio (KCl)(S)

Ácido clorhídrico(HCl)(ac)

Biftalato de potasio (C8H5KO4)

Solución estándar H17030

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

A.1) 100mL de solución de KCl

Pesamos en la balanza electrónica 0.0742g de KCl(S) Disolvemos el sólido con agua en el vaso de precipitado hasta que esté completamente

dilsuelto. Vertimos lo disuelto en una fiola de 100mL y agregamos agua hasta la línea marcada.

A.2) 200mL de solución de CH3COOH y HCl de 0.05N a partir de la solución 0.4N Calculando por dilución el volumen del CH3COOH y HCl, extraemos con la pipeta 25mL de

cada muestra respectivamente. Agregamos el volumen calculado a una fiola de 200mL y lo llenamos con agua hasta la

marca de la fiola. Finalmente agitamos la solución.

A.3) 250mL de 0.01, 0.002 y 0.00064N de CH3COOH y HCl a partir de la solución 0.4N

0.01NExtraemos con la pipeta 39.1mL de CH3COOH lo vertimos a la fiola de 250mL y finalmente lo completamos con agua.

NOTA: Se sigue el mismo procedimiento para las demás concentraciones tanto como para el CH3COOH como para el HCl utilizando para cada uno diferentes volúmenes de cada sustancia; los volúmenes utilizados se muestra en la tablaN.2.

B) VALORANDO LAS SOLUCIONES DE NaOH, HCl y CH3COOH

8


B.1) Valorando NaOH

Pesamos 0.8162g de biftalato de potasio. Disolvemos el sólido con agua en un matraz Erlenmeyer hasta que esté completamente

disuelto. Agregamos 3gotas de fenolftaleína sobre la solución. Llenamos la bureta con solución de NaOH(ac) Abrimos la llave de la bureta dejamos caer el NaOH(ac) sobre la solución de biftalato de

potasio hasta el cambio de color.

NOTA: Teniendo la concentración corregida de NaOH(ac) valoramos las soluciones de HCl y CH3COOH.

C) CALIBRACIÓN DEL CONDUCTÍMETRO

Tenemos en la bureta solución de NaOH y en el matraz erlenmeyer las soluciones de HCl y CH3COOH a las concentraciones preparadas anteriormente.

A las soluciones que estan en el matraz le agregamos 3 gotas de fenoftaleina .

Abrimos la llave de la bureta y dejamos caer gota a gota la solucion de NaOH sobre las soluciones hasta que ocurra el cambio de coloración.

1

En una probeta de 50mL., se vierte aproximadamente 30mL de solución stándar H17030.

2

Se lava el electrodo con agua destilada y secamos con papel filtro adecuadamente. Se sumerje el electrodo y un termometro en la solución.

3

Se enciende el instrumento con el control correspondiente, con la perilla de coeficiente de temperatura, ajustamos el valor de la temperatura.Así mismo con la perilla respectiva ajustamos el valor de la conductividad leída en la tabla del estándar, a la temperatura de 250C.

9


D)LECTURA DE LA CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES

Colocamos en la probeta aprox.30mL de la solucion de KCl, medimos la temperatura a 250C e introducimos el elctrodo limpio y seco en la sol.

Anotamos el valor que nos muestra el conductímetro

Siguiendo el mismo procedimiento para las soluciones de HCl y CH3COOH a las concentraciones de 0.01, 0.002 y 0.00064N.

10


TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS

TABLA N.1: CONDICIONES DEL LABORATORIO

PRESIÓN(mmHg() TEMPERATURA(oC) HUMEDAD RELATIVA (%)756 25 96

TABLA N.2: DATOS EXPERIMENTALES

2.1 Valoración de NaOH≅0.4N con Biftalato de potasio (BHK)

Peso de biftalato de Potasio

(g)

Volumen gastado de NaOH

(mL)

0.8162 9.8

2.2 Preparación de la sol. KCl

Peso deKCl(S) 0.0742g

2.3 Valoración del HCl

Concentración Vol. utilizado de solución

Vol. utilizado de NaOH

Vol.utilizado de

HCl

11


(mL) (mL) (mL)

0.01 20 1.15 20

0.002 20 0.25 20

0.00064 40 0.1 40

2. 4 Valoración del CH3COOH

Concentración Vol. utilizado de solución

(mL)

Vol. utilizado de NaOH

(mL)

Vol. Utilizado de HAc (mL)

0.01 20 0.6 20

0.002 20 0.25 40

0.00064 20 0.1 60

2.5 Medidas de las conductividades eléctricas (L) de las soluciones

Soluciones 0.01N 0.002N 0.00064N

HCl 3.63mS 688uS 212uS

CH3COOH 151uS 71.1uS 43.7uS

KCl 1385uS - -

TABLA N.3: Datos teóricos

12


3.1. Valores de pesos moleculares de las sustancias.

Compuesto Peso fórmula (g/mol)

biftalato de Potasio 204.22

KCl 74.5

3.2. Conductividades a 250C

Conductividad Equivalente(Λ ) KCl 138.3 mhoxcm2/eq

Conductividad Limite(Λ∞ )-HCl 425.5 mhoxcm2/eq

Conductividad Limite(Λ∞ )-CH3COOH 390.1 mhoxcm2/eq

3.3 Valor de la constante de ionización para el HAc a 250C

Ki 1.75x10-5

Fuente: Datos otorgados por la profesora en clase.

TABLA N.4: Resultados y % de Error

4.1 Concentración corregida para:

4.2 Concentraciones corregidas para HCl

Compuesto Concentración corregida

NaOH 0.4078N

KCl 0.00996N

Concentración Concentración corregida

0.01N 0.0234N

0.002N 0.0050N

0.00064N 0.00101N

13


4.3 Concentración corregida para el CH3COOH

4.4 Conductividad específica (K) y equivalente (Λ ) para las soluciones

solución [ ] corregida L(mho)

K(mho/cm)

Λ(mho*cm2/eq-g)

HCl 0.0234N 3.63x10-3 3.61x10-3 154.270.0050N 688x10-6 6.84x10-4 136.8

0.00101N 212x10-6 2.11 x10-4 208.9CH3COOH 0.01223N 151x10-6 1.50x10-4 12.26

0.002549N 71.1x10-6 7.07x10-5 27.70.0006796N 43.7x10-6 4.35 x10-5 64.0

4.5 Conductividad límite (Λ∞ ) y la constante de ionización para el HAc

Conductividad Limite(Λ∞ )-HCl 300 mho*cm2/eq-g

Conductividad Limite(Λ∞ )-CH3COOH 200 mho*cm2/eq-g

Constante de ionización del HAc 6.9x10-5

Concentración Concentración corregida

0.01N 0.01223N

0.002N 0.002549N

0.00064N 0.0006796N

14


4.6 Porcentajes de error

4.6.1) Porcentaje de error para Ki del HAc

Valor teórico Valor Exp. Porcentaje de error (%)

1.75x10-5 6.9x10-5 -294.3

4.6.2) Porcentaje de error de la Conductividad límite (Λ∞ )

Valor Teórico Valor Exp. %ErrorHCl 425.5 300 29.5

CH3COOH 390.1 200 48.7

TABLA N.5: Gráficos

5.1) Gráfica 1: Λ Vs √N -HAc

5.2) Gráfica2:Λ Vs √N -HCl

√N Λ

0.1529 154.270.0707 136.80.0318 208.9

5.3) Gráfica 3: 1/Λ Vs NΛ

√N Λ

0.1106 12.260.0505 27.70.0261 64

NΛ 1/Λ0.1499 0.08160.0706 0.03610.0435 0.0156

15


CÁLCULOS Y EJEMPLOS DE CÁLCULOS

a).- Obtención de la constante de celda para el KCl .

De la tabla N°3.2 se tiene el valor de (Λ ) KCl para 25°C

Reemplazando el valor en la siguiente ecuación:

( dA )= ΛN1000∗L

( dA )=138.3(mho∗cm2 /eq−g )x 0 .00996N

1000 X1385 X10−6mho =0.9946cm-1

b).- Determinación de las concentraciones exactas de las soluciones y diluciones

Valoración de NaOH:

Nc NaOH = ___peso de BHK___Peq de BHK * Vg NaOH

Nc NaOH = ____0.8162g204.22 ( eq/g) * 9.8 *10-3L

Nc NaOH = 0.4078

16


Valoración de las soluciones de CH3COOH (0.01,0.002 y 0.00064)

Para CH3COOH 0.01N:

Nc CH3COOH = N NaOH * V NaOH

V CH3COOH

Nc CH3COOH =

0 .4078Nx 0.6mL20mL =0.01223N

NOTA: Del mismo modo se procede para las otras soluciones de CH3COOH ver tabla 4.3Valoración de las soluciones de HCl (0.01, 0.002 y 0.00064)

Para el HCl 0.01NN HCl = N NaOH * V NaOH

V HCl

N HCl = 0.4078N * 1.15ml 20mL

N HCl = 0.0234N

NOTA: Del mismo modo se procede para las otras soluciones de HCl ver tabla 4.2.

c).- Hallando para cada una de las soluciones su conductividad específica (k) y su conductividad equivalente ( )

Para la solución CH3COOH (0.01N)

K=L(dA )K= 151x10-6mhox0.9946cm-1=1.50x10-4mho/cm

Λ=k 1000N

Λ =1.50x10-4mho/cm x 10000.01223

Λ =12.26mhoxcm2/eq-g

17


NOTA: Del mismo modo se procede para las otras soluciones de CH3COOH Y HCl ver tabla 4.4.

d).- Ver pág.18

e).-Cálculo de la conductividad límite y la constante de ionización del HAc y la conductividad límite del HCl, de los gráficos adecuados

Prolongando la gráfica N.2 e interceptándola en el eje y para el caso de la conductividad límite

del HCl se obtiene que Λ∞=300 mho*cm2/eq-g.

Del mismo modo para el grafico N.3 se prolonga y se obtiene que Λ∞=200 mho*cm2/eq-g.

Halando el grado de disociación para el

HAc: α= Λ

Λ∞

Reemplazando ^ para cada solución y el

Λ∞=200 mho*cm2/eq-g.

*HAc 0.01223N: ∝=0.0613

*HAc 0.002549N: ∝=0.1385

*HAc 0.0006796N: ∝=0.32

Hallando el Ki=

α2N1−α

*HAc 0.01223N: Ki=4.89x10-5

*HAc 0.002549N: Ki=5.68x10-5 Ki−

= 6.9x10-5

*HAc 0.0006796N: Ki=1.02x10-4

18


e).-Hallando el % de Error

Usando los datos de la tabla N.3.2y3.3

* Constante de ionización HAc: %Error=1 .75 x10−5−6 .9x 10−5

1 .75 x10 −5x100=−294 . 3%

*Corriente Equivalente límite HAc: %Error=390. 1−200

390. 1x 100=48 .7%

*Corriente Equivalente límite HCl: %Error=425 .5−300

425 .5x100=29 .5%

ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En la gráfica N.1 Λ Vs √N -HAc se observa que está representado por una curva lo cual nos indica que pertenece a una relación inversamente proporcional, mientras que la raíz cuadrada de la concentración disminuye la conductividad equivalente aumenta.

En la gráfica N.2 Λ Vs √N -HCl observando los datos de la Tabla 5.2 se deduciría que tendría

que ser una curva, pero por la ley de Kohlrausch dice que cuando Λ para electrolito fuerte en

este caso HCl se gráfica contra √N la curva obtenida se aproxima a la línea recta en soluciones

diluidas. En consecuencia para obtener Λ 0 en electrolitos fuertes la curva puede extrapolarse a

√N =0 y se lee el valor de la intersección obteniendo así un valor de la Conductividad Limite

(Λ∞ )-HCl=300 mho*cm2/eq-g, comparando con el dato teórico se obtiene un %de error= 29.5%.

Para el electrolito débil (HAc) su Conductividad Limite (Λ∞ )exp= 200mho*cm2/eq-g; comparando con el dato teórico se obtiene un %de error= 48.7%

19


En el electrolito débil la Λ aumenta con la dilución debido a que el soluto se disocia cada vez más

a mayor dilución, dando un aumento en el número total de iones, que son los transportadores de

la corriente. En cambio en los electrolitos fuertes, el número total de iones que transporta la

corriente sigue siendo prácticamente el mismo y el leve aumento de la conductividad equivalente

con la dilución se debe a que los iones se mueven más rápido cuando éstas más separados y no

son retenidos por iones de cargas opuestas.

En la gráfica N.3 1/Λ Vs NΛ -HAc nos muestra una línea recta por lo que presenta una relación

directamente proporcional haciendo de esta manera uso de la ley de Ostwald usando esta ley

obtenemos la Conductividad Limite (Λ∞ )-HAc= 200mho*cm2/eq-g a partir de este resultados

podemos calcular el grado de disociación (α ) ,solo es calcula para electrolitos débiles en este caso HAc a una temperatura dada para esta práctica a 250C; se mide por la relación de su conductividad equivalente a la concentración actual con respecto a la conductividad equivalente límite del mismo, el valor de α = luego se obtiene la constante de ionización para el HAc en función al α obteniendo asi un % de error para la K i= -294.3% este error por exceso se podría deber a la mala medida de la conductividad eléctrica (L) en el equipo por la formación de burbujas en el eléctrodo.

CONCLUSIONES

La conductancia específica a diferencia de la equivalente de los electrolitos fuertes y

débiles disminuye con la dilución.

La conductividad equivalente iónica límite es una constante para cada ion en un

solvente, dependiendo su valor sólo de la temperatura.

20


RECOMENDACIONES

Medir exactamente la cantidad de volumen de las soluciones al preparar ya que podría

ocasionar resultados diferentes a los esperados.

Agitar bien las soluciones para homogenizar completamente la solución.

Valorar correctamente el NaOH con el biftalato de potasio, ya que con este dato

hallaremos las concentraciones para las soluciones de HCl yHAc.

BIBLIOGRAFÍA

Marón y Prutton, ‘’ Fundamentos de Físicoquímica’’, 12ma Edic, pág.426, 427, 428, 429,430.

Gaston Pons Muzzo, ‘’Fisicoquímica’’, 6ta Edic, pág.329-335.

21


WEB-GRAFÍA

Conducción eléctrica a través de líquidos y gases. Electrólisis, Tecnoficio, http://www.tecnoficio.com/electricidad/eletrolisis.php

http://www.tecnoficio.com/electricidad/eletrolisis.php

22


CUESTIONARIO

1. Explique sobre cada uno de los factores que influyen en la conductancia de una solución.

Factores que influyen en la conductancia de una solución:

* La concentración

* La temperatura

* Presión

* Constante dieléctrico del medio

APÉNDICE

23


La conductancia específica como la equivalente de una solución varía con la concentración; la conductancia específica aumenta marcadamente con el incremento de la concentración. A diferencia de las conductancias específicas de los electrolitos débiles comienzan con valores más bajos en soluciones diluidas y se incrementan mucho más gradualmente. De manera contraria lo que sucede con la conductancia específica, la equivalente de los electrolitos fuertes y débiles aumenta con la dilución. La conductancia equivalente a dilución infinita aumenta al elevarse la temperatura.

La conductividad de una disolución varía ligeramente con la presión, debido al efecto principal que es la alteración en la velocidad y por tanto en la conductividad de los iones. La constante dieléctrica del medio es un factor del cual depende la conductancia observada en los solventes no acuosos por ello cuando la conductancia de un solvente disminuye, la conductancia de un electrolito decrece también.

2. Explique la influencia del movimiento de iones de una disolución sobre la conductividad.

A dilución infinita todos los iones que se pueden derivar de un electrolito toman parte en la conducción de la corriente por tanto, diluciones que contengan una equiv. de electrolitos diferentes poseerán, en estas condiciones, números equivalentes de iones, es decir la carga total transportada por cada ion será la misma para todas las disoluciones. La cantidad de electricidad que puede pasar a través de un electrolito y por tanto su conductividad, depende del producto del número de iones, la carga que lleva cada ion y la velocidad con que se mueven los iones.

3. ¿En qué difiere el mecanismo de la conducción por iones hidrógeno del mecanismo de los otros iones?

El Hidrógeno por ser un gas no es un buen conductor a comparación de los otros iones que conducen con facilidad; el H tiene que estar sometido a tensiones eléctricas muy altas o a presiones muy bajas para que puedan conducir corriente eléctrica.

conductividad-13 (1).docx

Documents