FQE0001
Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC
Centro de Ciências Tecnológicas – CCT
Departamento de Química - DQM
Físico-Química Experimental
Exp. 09
Condutividade Elétrica
1. Introdução
A condutividade elétrica, também chamada de condutância específica, é a capacidade
de uma solução de conduzir a corrente elétrica. O mecanismo da condução de corrente elétrica
em soluções eletrolíticas difere da dos metais. Nos metais a corrente é composta unicamente
de ‘elétrons livres’, já nos líquidos a condução é feita pelo movimento de íons solvatados
atraídos por um campo elétrico.
Entretanto, as soluções de eletrólitos obedecem à lei de Ohm da mesma forma que os
condutores metálicos. Assim, a corrente (I) que passa pelo corpo de uma solução é
proporcional à diferença de potencial aplicada (V). A resistência (R) do corpo da solução é
dada (em ohm, ) por
, onde a diferença de potencial é expressa em volts (V) e a
corrente em Ampéres (A). A condutância (G) é definida como o inverso da resistência e
expressa em -1, ou Siemens (S), onde 1 S = -1 = 1 C.V-1.s-1. A condutância de um corpo
homogêneo e seção uniforme é proporcional à área da seção (A) e inversamente proporcional
ao comprimento (l):
Onde a constante de proporcionalidade  é a condutividade, dada em S.m-1.
A condutividade de uma solução numa célula de desenho e dimensões arbitrárias pode
ser obtida pela determinação da constante de célula k (que é o valor efetivo de
), através da
medida da resistência de uma solução de concentração conhecida. A solução padrão utilizada
para isso é KCl 0,02000 mol/L. Depois que a constante da célula é determinada, os valores de
condutividades de diferentes soluções são calculadas a partir dos dados experimentais de
resistência, utilizando a equação acima.
1.1 Fatores que afetam a condutividade das soluções aquosas:
A condutividade  aumenta com o aumento da temperatura. Para equipamentos que
não possuam o sistema de compensação automático de temperatura, a condutividade deve ser
determinada a 25 oC, que é a temperatura de referência.
Além disso, a condutividade de uma solução depende do número de íons presentes, e o
mais comum é utilizar a condutividade molar (m), definida por:
m 

M
m = condutividade molar (S.m /mol)
M = molaridade ou concentração molar (mol/L, M)
2
A condutividade molar é normalmente expressa em S.cm2.mol-1. Como a
condutividade é normalmente medida em S.cm-1 e a concentração molar em mol.L-1, uma
relação mais prática é:
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A condutividade molar varia com a concentração do eletrólito. Entre as principais
razões para este efeito estão a variação no número ou na mobilidade dos íons presentes. O
primeiro caso acontece em eletrólitos fracos, onde a dissociação dos íons em solução não é
completa. O segundo caso ocorre com eletrólitos fortes, cuja dissociação da molécula em seus
íons em solução é total, ocasionando uma interação muito forte entre os íons de carga oposta,
que pode reduzir sua mobilidade em solução.
Eletrólitos fortes
Sólidos iônicos e ácidos fortes são substâncias que se encontram quase que totalmente
ionizadas em solução. Em uma solução concentrada de um eletrólito forte, os íons estão
suficientemente próximos uns dos outros, de forma que o movimento dos mesmos é
influenciado não apenas pelo campo elétrico imposto pelos eletrodos, mas também pelo
campo da vizinhança iônica. As velocidades iônicas dependem, portanto, das duas forças. A
baixas concentrações, as condutividades molares dos eletrólitos fortes variam linearmente
com a raiz quadrada da concentração:
 m  0m  b M
Essa expressão é conhecida como Lei de Kohlrausch, onde b é uma constante que
depende da estequiometria do eletrólito e a constante
é a condutividade molar limite, isto
é, a condutividade molar no limite da concentração nula.
é obtida por extrapolação, para
valores de diluição infinita, da condutividade molar pela a raiz quadrada da concentração.
A partir da Lei de Kohlrausch pode-se demonstrar experimentalmente que
pode
ser expressa como a soma das contribuições de cada íon de um eletrólito individualmente. Se
as condutividades limite dos cátions e dos ânions forem representadas como + e -,
respectivamente, então a Lei da Migração Independente dos Íons, de Kohlraush, estabelece
que:
, em que + e - são os números de cátions e de ânions por fórmula
unitária do eletrólito.
Eletrólitos fracos
Ácidos e bases de Bronsted fracas, como o ácido acético e a amônia, são exemplos de
eletrólitos fracos, pois não se dissociam completamente em solução. Quando o eletrólito é
fraco, observa-se um aumento na condutividade molar com a diluição. Este comportamento é
explicado devido ao deslocamento do equilíbrio de dissociação:
HA(aq) + H2O  H3O+(aq) + A-(aq),
A baixas concentrações de HA, o equilíbrio promove a formação de produtos (as
espécies iônicas H3O+ e A-). Assim, ocorre um aumento do número de íons presentes na
solução, correspondente ao maior grau de dissociação nas soluções diluídas. Ou seja, quando
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o eletrólito é fraco, a condutividade molar depende do grau de dissociação () da molécula.
Numa primeira aproximação pode-se chegar à relação:
No caso de eletrólitos fracos, o valor de
não pode ser obtido por extrapolação para
diluição infinita, mas pode ser calculado a partir de resultados obtidos com eletrólitos fortes
por meio da Lei da Migração Independente dos Íons, de Kohlraush. Assim, para um ácido
HA, valor de
pode prontamente ser determinado, por exemplo, a partir do conhecimento
dos valores de
para o HCl , NaCl, e o sal de sódio, NaR, do ácido fraco:
2. Objetivos
Analisar a influência da concentração na condutância de eletrólitos fracos e fortes.
Determinar as condutividades de soluções de cloreto de potássio e ácido acético, para um
grande intervalo de concentração. A partir dos dados obtidos, obter a condutividade molar
limite ( ) para o KCl e calcular o grau de ionização do ácido acético para cada
concentração estudada.
3. Procedimento Experimental
3.1 Material






Condutivímetro
Água deionizada
Soluções de ácido acético, conforme indicado na Tabela 1
Soluções de cloreto de potássio, conforme indicado na Tabela 1
Balões volumétricos para o preparo das soluções
Pipetas graduadas para o preparo das soluções
3.2 Procedimento
Prepare 50 mL de uma solução de KCl 0,1 mol/L. Faça os cálculos da quantidade de
solução necessária para preparar 50 mL de KCl nas concentrações indicadas na Tabela 1
através de sucessivas diluições.
Ligue o condutivímetro e siga o procedimento para calibração da célula. Em seguida
meça a condutividade da solução mais concentrada de KCl. Faça a diluição necessária e meça
novamente a condutividade da nova solução. Repita o procedimento até obter as
condutividades de todas as soluções indicadas.
A partir da solução estoque (4,0 mol/L), prepare 50 mL de ácido acético 0,1 mol/L.
Faça os cálculos da quantidade de solução necessária para preparar 50 mL do mesmo ácido
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nas concentrações indicadas na Tabela 1 através de sucessivas diluições. Assim como o feito
para o KCl, meça a condutividade de cada solução.
Tabela 1: Soluções utilizadas no experimento e resultados experimentais obtidos.
Solução
KCl
KCl
KCl
KCl
HAc
HAc
HAc
HAc
Condutividade ()
S.cm-1
0,1000 M
0,0250 M
0,0025 M
0,0005 M
0,1000 M
0,0250 M
0,0025 M
0,0005 M
Condutividade molar (m)
S.cm2.mol-1
M½
Grau de dissociação
()
-
4. Discussão dos Resultados
Calcule as condutividades molar,
, das soluções de KCl e ácido acético nas
concentrações estudadas. Faça um gráfico de condutividade molar em função de M½ para o
KCl e para o ácido acético.
Para o KCl, determine a condutividade molar limite ( ).
Utilize
= 399 S.cm2/mol para o ácido acético e calcule o grau de dissociação ()
em cada solução estudada.
5. Questões
1. Por que a condutância equivalente do KCl diminui com o aumento da concentração da
solução?
2. Qual é a principal causa da redução da condutância equivalente, com o aumento da
concentração para o HAc?
6. Referências Bibliográficas
1. Atkins, P.; de Paula, J.; Físico-Química. Vol. 2. Nona Edição. LTC:Rio de Janeiro.
2012.
2. Daniels, F. et al.; Experimental Physical Chemistry. Sixth Edition. McGraw-Hill:New
York. 1962.
3. Braga, E.C.A; Físico-Química. Apostila de Aulas Práticas. USP – Ribeirão Preto.
2008. Disponível em: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAlOAAG/praticasfisico-quimica ou www.fcfrp.usp.br/dfq/FQ/Apostila%20praticas%202009.doc