DETERMINACIÓN ELECTROQUIMICA DE ∆𝐺, ∆𝐻 Y ∆𝑆 Lina Andrea Alzate (1026784); David Mondragón (0924982); Sebastián Soto (0934492) Departamento de Química, Universidad del Valle.
Resumen Through an electrochemical cell consists of ZnSO4 and CuSO4 separated by a salt bridge, potential was measured at different temperatures 10, 20, 28.3, 30.2, 40 and 50°C to calculate (∂E/∂T) and thereby obtaining the thermodynamic properties of the cell ΔG (-330.815KJ), ΔS (482.5J/ºC) and ΔH (-318.753KJ).
diferentes temperaturas y se obtuvieron los resultados que se muestran en la gráfica de la figura 1.
Introducción Las propiedades termodinámicas de un sistema pueden determinarse partiendo de la ecuación de la energía libre ∆G, que está relacionada con otras propiedades importantes de sistema que son la entalpía ∆H y la entropía ∆S (ec.1), adicionalmente existe otra forma de obtener ∆G mediante su relación con el potencial electroquímico (ec. 2), lo que la hace útil cuando se trabaja con sistemas electroquímicos. Bajo condiciones de presión constante la ecuación 1 muestra la relación de ∆G únicamente con ∆S y se obtiene una nueva expresión (ec.3) de acuerdo a la otra definición de ∆G (ec2). En esta práctica se determinaron las propiedades termodinámicas de un sistema electroquímico en base a una reacción de óxido-reducción (ec. 4), cuyo potencial de celda se determina según la ecuación de Nernst (ec.5) y mediante este valor es posible obtener ∆G de la reacción siguiendo la ecuación 2. Teniendo los valores de ∆G y ∆S definidos finalmente es posible determinar ∆H de acuerdo a la ecuación 1. ∆ ∆ ∆
Figura 1. Valores del potencial del sistema a diferentes temperaturas
En la ecuación 6 se muestra la ecuación de la recta, de la cual el valor de la pendiente es equivalente a dE/dT en la ecuación 3, de esta forma se puede calcular ∆S como sigue. ∆
∆ ∆
Asumiendo que las sales utilizadas están disueltas en igual volumen de solvente y sabiendo que E0 teórico es 1.7136 V a 25 °C, se calculó el potencial de la celda de acuerdo a la ecuación 5 y partiendo de este se obtiene ∆G según la ecuación 2.
∆
[
]
[
]
a 25ºC (5)
Datos y Cálculos La expresión de la ecuación 3 representa una forma de obtener ∆S conociendo el cambio de potencial con respecto a la temperatura de un sistema electroquímico. De acuerdo a lo anterior, en la práctica se realizaron mediciones del potencial del sistema empleado (ec.4) a
∆ Conociendo ∆G y ∆S se calculó ∆H de acuerdo a la ecuación 1 ∆
(
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Resultados y discusión
Respuesta de las preguntas
En el presente laboratorio se construyó una celda [ ] electroquímica de Daniell [ ] con el fin de determinar mediante una reacción química de reducción y oxidación los valores de las funciones de estado ∆G, ∆H y ∆S. Estas se caracterizan por que sus valores obedecen a las condiciones del sistema; además solamente dependen de los estados inicial y final del sistema [1]. En general la ecuación de Nernst (ec.5) describe la progresión hacia el equilibrio de una reacción química, por ejemplo, en esta celda al generarse una diferencia de potencial con cambios en la temperatura, se pueden medir los cambios de estado del sistema con las propiedades electroquímicas explicadas anteriormente [2]. También es importante mencionar que la ecuación de Nernst es de gran utilidad para calcular el voltaje de la celda en condiciones no estándar como en este caso.
1. La Celda utilizado en este experimento se conoce como una Celda galvánica. ¿Cuál es la principal característica que distingue a esta celda respecto al tipo de electrolito? El tipo de celda galvánica utilizada en este experimento es la celda de Daniell que utiliza como electrodos zinc y cobre.
La medición se realizó a través del cambio de potencial conforme al cambio de la temperatura del sistema, esto se debe a que una reacción química tiene una energía de Gibbs que se describe de la siguiente forma [3]: ∆ ∆
3. A partir de los resultados de este experimento ¿La reacción es espontánea?, ¿En qué dirección es espontánea? Si, la reacción fue espontanea en la dirección propuesta, debido a que ΔG<0.
En el equilibrio ∆𝐺
∆
∆
En forma general para la celda de Daniell se tiene un potencial estándar de reacción reportado en la literatura de 1,1V; el resultado obtenido en las mediciones del laboratorio fue del 1,71V. Esto indica que la medición tuvo influencias significativas de posibles errores experimentales tal como: control de la temperatura ya que posiblemente no se dejó estabilizar el sistema a cierta T dada con respecto del potencial lo que pudo haber afectado la constante de equilibrio y por ende todos los cálculos de las funciones de estado. Conclusiones Se realizó la determinación de las propiedades termodinámicas como son las funciones de estado de entropía, entalpia y energía libre de Gibbs a partir de mediciones de potencial con cambios de temperatura, siendo este uno de los métodos más eficaces usados; posiblemente lo errores solo radican en el mal manejo de la medición de temperatura a la cual el sistema está expuesto. La celda utilizada fue la celda de Daniell y se comprobó por ΔG<0 que fue espontanea.
2. En una celda galvánica, ¿Qué ocurre en el ánodo?, ¿En el cátodo? y ¿Cuál es la dirección del flujo de electrones? Explique. En una celda galvánica, en el ánodo (semicelda anódica) ocurren las oxidaciones, en este caso el zinc metálico se oxida para formar iones de Zn2+, en la semicelda catódica los iones de Cu2+ se reducen para formar cobre metálico. El electrodo anódico (Zinc), conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación a través de los cables metálicos hasta el electrodo catódico (Cobre); los electrones entran así a la semicelda catódica para producir en ella la reducción. [4]
Referencias [1] MAHAN B. Termodinamica química elemental. Reverté.2003.pp 155. [2] ATKINS and JONES. Principios de Química, los caminos del descubrimiento.panamericana.3ra Ed.2005.pp 460-464. [3] PICKERING W. Química analítica moderna. Reverté. pp 423-425. [4] DOMINGUEZ M. Electroquímica. Helice. pp149.
