UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

LABORATORIO DE EQUILIBRIO Y CINETICA

PRACTICA NÚM 1 POTENCIALES TERMODINAMICOS

SEM 2015-1

MAESTRA:

IRMA SUSANA ROJAS TOME

INTEGRANTES DEL EQUIPO:

BARRIENTOS ESTRADA CAROLINA MORALES RAMIREZ MAIRA JOCELYN OLGUIN CARBO ALAN MANUEL

OBJETIVO:

Conocer 3 cantidades muy útiles en la termodinámica química de las reacciones y en los procesos que son energía interna, entalpía y energía libre de Gibbs; llamados potenciales termodinámicos, de los cuales se deberá dar su interpretación física y su aplicación en una reacción de óxido-reducción.

PROBLEMA:

Determinar experimentalmente los potenciales termodinámicos (ΔH°r, ΔGr° y ΔSr°) a 298.15 K de una reacción de óxido-reducción que se efectúa en una pila comercial de óxido de plata-zinc (Ag2O-Zn) y explicar su interpretación física.

DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS:

TABLA 1. Calculo de Welec y ΔG°r

t/(°C) T/(K) E°/ (V) Welec/(J) ΔG°r /(J)40 313.15 1.5623 -301523.9 -301523.935 308.15 1.5666 -302353.8 -302353.830 303.15 1.5693 -302874.9 -302874.925 298.15 1.5715 -303299.5 -303299.520 293.15 1.5738 -303743.4 -303743.415 288.15 1.5748 -303936.4 -303936.410 283.15 1.5759 -304148.7 -304148.7

Cálculos

Welec = -nFE

Welec = - (2mol) (96500Cmole−¿¿

) (1.5623J/C) = -301523.9 J

ΔG°r = Welec = - (2mol) (96500Cmole−¿¿

) (1.5623J/C) = -301523.9 J

Representación gráfica de ΔG°r (J) - T (°K).

280 285 290 295 300 305 310 315

-304500

-304000

-303500

-303000

-302500

-302000

-301500

-301000

-300500

-300000

f(x) = 85.0578571428574 x − 328485.800107143R² = 0.948384187659442

T (°K)

ΔG°r

(J)

Calculos

Regresion lineal

ΔGr° = ΔH°r - TΔS°r

y= b – xm

b= -328485.8

m= 85.057

r= 0.973

ΔG°r = -328485.8 – (85.057)T

TABLA 2 Cálculo de ΔH°r, ΔGr° y ΔSr° teorica y experimentalmente.

Propiedad Datos experimentales

Datos teóricos % Error

ΔH°r / (J) -328485.8 J -317230 J -3.54%ΔG°r /(J) -353843.45 J -206300 J -0.71%TΔS°r/(J) 85.057 J (-34.19 J) T 3.48%

Cálculos

Ag2O (s) + Zn (s) → 2Ag (s) + ZnO (s)

ΔH°r = (ΔH Productos – ΔH Reactivos) = (-348280 J- (-31050 J)) =-317230 J

ΔG°r = (ΔG Productos – ΔG Reactivos) = (-318300 J -(-112000 J)) = -206300 J

ΔS°r = (ΔS Productos – ΔS Reactivos) = ([43.64 J + 2mol (42.55 J)] – [121.30 J + 41.63 J])= -34.19 J

Porcentaje de error:

Valor teórico – valor experimentalvalor teorico

x 100 = −317230−(−328485.8)

−317230 x100 = -3.54%

DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

En base al análisis de nuestros datos podemos decir que las propiedades que cambian en nuestro experimento son el voltaje y la temperatura, en el que hay un intercambio de electrones; en cambio las propiedades que se mantuvieron constantes durante el experimento fueron la presión ya que esta siempre se mantuvo igual.

La ecuación química que se llevó a cabo en nuestra pila fue la siguiente:

ÁNODO Zn (s) + 2 OH−→ ZnO (s) + H2O (l) + 2e−

CÁTODO Ag2O (s) + H2O (l) + 2e− → 2 Ag (s) + 2 OH−

----------------------------------------------------------------------

REACCIÓN GLOBAL: Ag2O (s) + Zn (s) → 2 Ag (s) + ZnO (s)

En base a las formulas empleadas como se puede ver en la hoja de cálculos la fórmula que se utilizó para determinar el trabajo eléctrico de una reacción fue

Welec=-nFE

La cual nos ayudó a calcular el ΔG de la reacción debido a que

Welec = ΔG°

Y así de esta manera podemos decir que a mayor temperatura se obtiene un ΔGr° mayor por tanto la reacción es menos espontanea, así como también el ΔH°r libero energía ya que es favorable a bajas temperaturas por tanto es exotérmica.

En base a nuestra grafica 1. Que se encuentra en la parte de resultados, podemos decir que la relación entre ΔGr° y la temperatura es inversamente proporcional, ya que a menor temperatura mayor será el ΔGr°.

La interpretación física de la pendiente nos dice la relación que existe entre las 2 variables del experimento que en nuestro caso fueron el ΔGr° y T, esta nos indica cómo van cambiando las variables (ΔGr° y T) durante el experimento este valor de la pendiente lo representamos como el valor de -ΔSr° el cual se puede observar su valor en la tabla 2.

Otro dato también importante acerca de nuestra grafica es el valor de la ordenada la cual corresponde al valor de la entalpia cuando la temperatura vale 0°K y una vez que conocimos el valor de la entalpia, al igual que el de la entropía y la temperatura que registramos al inicio pudimos calcular la energía libre de Gibss la cual nos dio un valor aproximado al que se tenía registrado teóricamente con tan solo un porcentaje de error mínimo.

Nuestros resultados fueron muy cercanos aunque el porcentaje de error obtenido debió haber ocurrido al momento de registrar la temperatura, ya que cuando se llegaba a la temperatura deseada era complicado medir el voltaje exacto ya que este tendía a cambiar constantemente.

Una precaución que se debe tener es al momento de bajar la temperatura hasta los 10°c, ya que si se agrega mucho hielo, la temperatura descenderá tan rápido que será difícil medir el voltaje de la temperatura que se desea.

CONCLUSIONES:

CONCLUSIONES:Se pudo observar más aya la importancia de lo que para muchos es solo una pila comercial, ya que en esta aplicamos los conocimientos de los potenciales termodinámicos, el primero de estos fue el ΔH la cual bien pudo verse aplicada en este sistema en el momento en el que se pudo observar la cantidad de calor absorbida y liberada por la transformación isobárica en este sistema, el segundo es ΔS donde se hace referencia al cambio de micro estados y por ultimo ΔG, que se fundamentan en la primera y segunda ley de la termodinámica .De igual manera aprendimos que se lleva a cabo una reacción de óxido reducción dentro de la pila, esta se logra mediante un trabajo eléctrico, en la cual el zinc cede electrones ala plata .Nuestros resultados fueron que la energía libre es negativa, esto quiere decir que el proceso es espontaneo y que es exotérmico porque libera energía.

BIBLIOGRAFIA:

Termodinámica química,Volumen 7, Movilla Luis,Ed Universitat Jaume I, 2005, ISBN 8480215240, 9788480215244, N.º de pág.336

* R. Chang, Química, McGraw Hill, decima ed., México, 2010.