Potenciales

Objetivo

Conocer los potenciales termodinámicos, tanto su interpretación como su aplicación en una reacción redox en una pila comercial.

Planteamiento del problema/hipótesis

¿Cómo conocer la energía libre, el cambio de entropía o la entalpia si no existen aparatos de medición directa para estos potenciales termodinámicos?

Introducción

Los potenciales termodinámicos son funciones de estado y propiedades extensivas que tienen dimensiones de energía. Estos contienen toda la información termodinámica que permiten describir a un sistema, así como su principal importancia de predecir la espontaneidad de un proceso en términos de sus variables naturales. Entre estos potenciales se encuentran la energía interna (U), la entalpía (H), la entropía (S), la energía libre de Gibbs (G) y la energía de Hemholtz (A). La energía libre de Gibbs es considerada el criterio de espontaneidad más importante para los procesos físicos y químicos puesto que este potencial es función de la temperatura, la presión y el número de moles, variables que son fáciles de controlar experimentalmente. Al contrario de esto, para la entalpía y la energía interna, por ejemplo, es difícil experimentalmente alcanzar condiciones de energía interna, volumen y número de moles constantes, o entalpía, volumen y número de moles contantes.

Material, equipo y reactivos empleados

1 termómetro digital 1 multímetro digital

1 controlador de inmersión de temperatura 1 hielera de unicel

1 vaso de precipitados de 100 mL 2 soportes universales

1 pinza de tres dedos 1 elevador

1 pila comercial de Ag2O-Zn de 1.55 V 1 portapilas

2 cables con conexión de banana (rojo y negro) aceite de nujol

Agua hielo

NOTA:

A Termómetro digital con resolución de ± 0.1ºC.

B Multímetro digital con resolución de ± 1 x 10-4V.

C Controlador de inmersión de temperatura con estabilidad térmica de ± 0.2ºC.

Metodología (diagrama de flujo)

Tablas de datos experimentales

Tabla 1

t (°C) E° (V)

10.4 1.5990

15.0 1.5986

20.0 1.5981

24.9 1.5975

30.6 1.5970

35.0 1.5962

40.3 1.5957

Resultados

Tabla 2

t (°C) T (K) E° (V) W elec (J) ΔG°r (J)

10.4 283.55 1.5990 -308607.0 -308607.0

15.0 288.15 1.5986 -308529.8 -308529.8

20.0 293.15 1.5981 -308433.3 -308433.3

24.9 298.05 1.5975 -308317.5 -308317.5

30.6 303.75 1.5970 -308221.0 -308221.0

35.0 308.15 1.5962 -308066.6 -308066.6

40.3 313.45 1.5957 -307970.1 -307970.1

Para convertir de grados Celsius a grados Kelvin:

10.4 °C+273.15 K=283.15 K

Para calcular el trabajo eléctrico:

W=-nFE

Donde n = no. global de electrones transferidos = 2

F = 96500 C/mol

E = Potencial eléctrico

W=-(2 electrones)(96500 c/mol)(1.5990 V)

W=-308607.0 J

Para calcular la energía libre de Gibss se tiene:

W = ΔG_r^°= -308607.0 J

Análisis de resultados

1. ¿Cuáles son las propiedades que cambian durante el experimento?

Potencial eléctrico, trabajo eléctrico y la energía libre de Gibbs.

2. ¿Cuáles son las propiedades que no cambian durante el experimento?

Presión, temperatura (para un cierto intervalo) y el número de electrones globales transferidos.

3. Escribir la ecuación química que se lleva a cabo en la pila.

Ag2O (s) + Zn (s) → 2 Ag (s) + ZnO (s)

4. ¿Cómo se calcula el trabajo eléctrico de la reacción?

Se calcula con la siguiente ecuación:

W=-nFE

Donde n = no. global de electrones transferidos

F = 96500 C/mol

E = Potencial eléctrico

5. ¿Cómo se calcula el ΔGºr de la reacción?

Se calcula con la siguiente fórmula

〖∆G〗_r^°=∑_i▒n_i ∆G_(m,f,prod)^°-∑_j▒n_j ∆G_(m,f,react)^°

O también, se puede calcular empleando la definición de energía de Gibbs

ΔG = ΔH−TΔS

Donde: ΔH = cambio de entalpía, T = temperatura en Kelvin y ΔS = cambio de entropía.

Otra manera sería ocupando la siguiente ecuación:

Pero, en el proceso T y P son constantes, entonces se simplifica a:

Y para un cambio finito:

ΔG = W

7. Con base en los resultados experimentales, ¿cómo es la relación entre el ΔGºr y T?

Entre

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