Trabajo practico N°3

Fisicoquímica

Fuerza electromotriz de celdas de concentración

Experimentador: Carlos Loler Navarro

Colaborador: Oscar Cifuentes

Fecha trabajo práctico: 07/09/2015

Profesor encargado: I. Tyrone Ghampson

Ayudante: Felipe Antonio Toledo Carrasco

Resumen

La realización de este trabajo práctico tuvo como objetivo medir la fuerza electromotriz (f.e.m) de una celda de

concentración, determinar el coeficiente de actividad del ion plata en una disolución de AgNO₃ y la solubilidad

del cloruro de plata en agua. Se realizaron mediciones en las celdas mediante un voltímetro digital y se calculo

el valor de la actividad del ion plata mediante la ecuación de Nernst, además de calcular el producto de

solubilidad a partir del que se obtuvo la solubilidad del cloruro de plata en agua.

Celda A Celda B

N° Det. ε ±0.1

mV

Coef. De

actividad

(mol/L)

ΔG (J) ε ±0.001

V

ΔG (J) Coef. De

actividad

(mol/L)

ΔG (J) Kps Solubilidad

(mol/L)

1 50.6 0.66033545 -4882.141 -0.392 -4882.141 1.77E-06 37822.12 1.37E-10 1.17E-05

2 51.7 0.6895731 -4988.2745 -0.393 -4988.2745 1.71E-06 37918.605 1.31E-10 1.15E-05

3 52.3 0.70606295 -5046.1655 -0.393 -5046.1655 1.71E-06 37918.605 1.31E-10 1.15E-05

4 52.3 0.70606295 -5046.1655 -0.393 -5046.1655 1.71E-06 37918.605 1.31E-10 1.15E-05

Promedio 51.725 0.69050861 -4990.68663 -0.39275 -4990.68663 1.72E-06 37894.4838 1.33E-10 1.15E-05

Tabla 1: Tabla resumen valores calculados para celda A (0.1 mol/L) y B (0.01 mol/L).

Parte experimental

Para este trabajo práctico el procedimiento consistió en la preparación de una celda de concentración, con dos

soluciones 0.1 y 0.01 mol/L de AgNO₃ y un puente salino de NH₄NO₃. Posteriormente a la preparación de la

celda se procedió a medir la f.e.m para cada una de las soluciones mediante un voltímetro digital, a partir de

cuyos valores se procedió a calcular la actividad del ion plata mediante la ecuación de Nernst. Finalmente se

preparo un nuevo electrodo para la celda consistente en una solución 0.1 mol/L de KCl con unas gotas de

AgNO₃, el cual fue conectado mediante el puente salino a la solución 0.01 mol/L, descartando la solución 0.1

mol/L de AgNO₃.

Además para este trabajo práctico se conto con los siguientes materiales y reactivos:

Materiales Reactivos

Voltímetro digital Disolución de AgNO₃ 0.01 mol/L

Electrodos de Ag/Agᶧ Disolución de AgNO₃ 0.1 mol/L

2 Vasos precipitados de 50 mL Disolución de KCl 0.1 mol/L

Termómetro

Cinta de papel filtro

Vaso precipitado de 100 mL

Tabla 2: Materiales y reactivos utilizados en el trabajo practico.

Datos experimentales

Magnitud medida Valor ±error

Temperatura ambiente 21.5 ±0.5°C

Presión barométrica 761.2 ±0.1 mmHg

Factor de corrección 2.7342

Presión barométrica corregida 758.46±0.1 mmHg

Tabla 3: Datos ambientales medidos.

N° Determinación ε ±0.1 mV

1 50.6

2 51.7

3 52.3

4 52.3

Tabla 4: Valores medidos de f.e.m para celda A (0.1 mol/L)

N° Determinación ε ±0.001 V

1 -0.392

2 -0.393

3 -0.393

4 -0.393

Tabla 5: Valores medidos de f.e.m para celda B (0.01 mol/L)

Datos bibliográficos

Magnitud Valor

0.900 mol/L

0.732 mol/L

0.770 mol/L

1.77 10-10

mol2/L

2

Tabla 6: Datos bibliográficos de coeficientes de actividad y Kps.

Hoja de datos

Resultados

Magnitudes calculadas

N° Determinación ε ±0.1 mV Actividad Agᶧ Coef. De actividad

Agᶧ (mol/L)

ΔG (J)

1 50.6 0.066033545 0.660335451 -4882.141

2 51.7 0.06895731 0.6895731 -4988.2745

3 52.3 0.070606294 0.706062945 -5046.1655

4 52.3 0.070606294 0.706062945 -5046.1655

Promedio 51.725 0.069050861 0.69050861 -4990.68663

Tabla 7: Valores calculados de coeficientes de actividad y energía libre de Gibbs para la celda A (0.1 mol/L).

N°

Determinación

ε ±0.001 V Actividad Agᶧ Coef. De actividad

Agᶧ (mol/L)

ΔG (J)

1 -0.392 1.77424E-08 1.77424E-06 37822.12

2 -0.393 1.70572E-08 1.70572E-06 37918.605

3 -0.393 1.70572E-08 1.70572E-06 37918.605

4 -0.393 1.70572E-08 1.70572E-06 37918.605

Promedio -0.39275 1.72285E-08 1.72285E-06 37894.48375

Tabla 8: Valores calculados de coeficientes de actividad y energía libre de Gibbs para la celda B (0.01 mol/L).

N° Determinación Kps (mol²/L²) Solubilidad

(mol/L)

1 1.36616E-10 1.1688E-05

2 1.3134E-10 1.146E-05

3 1.3134E-10 1.146E-05

4 1.3134E-10 1.146E-05

Promedio 1.32659E-10 1.1517E-05

Tabla 9: Valores de Kps y solubilidad para el AgCl en agua.

Ejemplos de cálculo

a) Factor de corrección

Para el cálculo de la presión barométrica corregida se interpolo mediante una recta para encontrar el factor de

corrección a la presión barométrica medida.

Presión (P) Factor de corrección (F)

760 mmHg 2.85

780 mmHg 2.93

Tabla 13: Factores de corrección a interpolar.

Mediante interpolación se obtuvo la recta F = -0.19+0.004*P que evaluada en P= 761.2 mmHg (presión

medida) dio un factor de F= 2.7342, valor que luego fue restado a la presión medida para obtener la presión

corregida.

b) Calculo de actividad y coeficientes de actividad para el ion Agᶧ

De la ecuación de Nernst se calcula el coeficiente de actividad para la celda A:

(1)

Donde:

T: temperatura de la solución en Kelvin = 291,15 K

n: numero de moles de electrones involucrados = 1 mol

F: constante de Faraday (96485 C/mol)

Luego podemos calcular el coeficiente de actividad de la siguiente manera:

aAg+

(0,1M) = C*γAg+

(0,1M) (2)

Luego:

γAg+

(0,1M)=

= 0.6905

c) Calculo de la energía libre de Gibbs

A partir de la ecuación:

(3)

Se obtiene

d) Calculo de Kps y solubilidad

Se procede a partir de la ecuación:

(4)

De donde se obtiene

e) Calculo de solubilidad

Para el cálculo de solubilidad se procede a partir de la ecuación:

(5)

Para así obtener:

Calculo de errores relativos

a) Coeficiente de actividad del Ag+ (0,1M):

b) Kps del AgCl en agua

c) Solubilidad del AgCl en agua pura:

Discusión y análisis de resultados

A partir de la realización del trabajo práctico se verifica que la fem de una celda de concentración a

temperatura constante depende efectivamente de las actividades de los iones en las disoluciones, eliminando el

potencial de la unión liquida. El procedimiento experimental fue especialmente simple de realizar, y se lograron

obtener errores relativos porcentuales especialmente bajos como en el caso del coeficiente de actividad del ion

Agᶧ (5.92%), sin embargo, los valores obtenidos de este error en el caso del Kps y la solubilidad del AgCl en

agua fueron considerablemente altos en comparación al error del coeficiente de actividad. Entre las causas de

los valores de error obtenidos, pueden mencionarse la posible no eliminación total de la contribución de la

unión liquida a la medida de la f.e.m por parte del puente salino, existiendo un valor posible de potencial de

difusión; también se puede mencionar la aproximación del coeficiente de actividad de un ion al coeficiente de

actividad ionico medio; otra causa posible de los valores de error relativo porcentual obtenidos es el hecho de

que los datos bibliográficos están medidos a condiciones de presión y temperatura diferentes a las condiciones

en que se realizo el experimento, lo cual es especialmente relevante para la medida de la f.e.m, donde

experimentalmente se midió a una temperatura de 21.5 °C, diferente a los 25°C de los datos bibliográficos.

También se debe mencionar como fuente de error la contaminación de los reactivos en los recipientes,

producida por los residuos de agua que quedan en los vasos tras el lavado, o por la manipulación con los dedos

del puente salino, lo cual pudo alterar la medida de la f.e.m, además de una posible pérdida de voltaje en los

electrodos, que se produce por la naturaleza del material con que están hechos, que determina un cierto valor de

resistencia al paso de corriente.

Bibliografia y referencias

CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide, ed., Internet Version 2005,

<http://www.hbcpnetbase.com>, CRC Press, BocaRaton, FL, 2005. Pag 98-101.

Fundamentos de la Físico-Química, Samuel H. Maron, Carl F. Prutton, Limusa 2002.