Universidad Nacional del Callao Escuela Profesional de Ingeniería Química Facultad de Ingeniería Química
LABORATORIO LABORA TORIO
TEMA:
DE
FISICOQUIMICA II
DETERMINACION
DE
MAGNITUDES MAGNITUDES
TERMODINAMICAS POR MEDIDA DE F.E.M
PROFESOR
Gutierrez Cuba, Cesar INTEGRANTES
Duran Morales, Gian Espinoza Chiriboga, Jean P. Marquina Rodríguez, Alex Valverde Ramos, Jaime Rimache Hinostroza, Luis
BELLAVISTA 03 DE JULIO 2017
2017-A 1
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA
INTRODUCCIÓN A través de celdas electroquímicas reversibles es posible obtener magnitudes termodinámicas. Estas celdas electroquímicas están formadas por dos zonas separadas llamadas semiceldas en las que se producen reacciones de oxidación y reducción. Cada una de estas semiceldas está constituida por un electrodo sumergido en una disolución y conectados por un cable metálico y un voltímetro. En el electrodo que ocurre el fenómeno reducción recibe el nombre cátodo, y en el que ocurre la oxidación recibe el nombre de ánodo. Las dos disoluciones están unidas por un puente salino que permiten el paso de los iones de una semicelda a otro sin que ambas soluciones se mezclen demasiado rápido. En este tipo de celdas, el sistema tiende a realizar un trabajo eléctrico debido a la transferencia de electrones, que se lleva a cabo en las reacciones de reducciónoxidación que en ellas se producen espontáneamente. El potencial de la celda o fuerza electromotriz (FEM), se puede medir mediante el voltímetro que se encuentra en el circuito. Esta fuerza electromotriz mide la diferencia de potencial entre los dos electrodos. El valor de esta fuerza está relacionado con el cambio de energía de Gibbs para la reacción de la celda mediante la expresión: G= -nEF (1)
Donde E es la fuerza electromotriz de la pila a una temperatura T, n el número de electrones transferidos en la reacción y F la constante de Faraday. A partir de la variación de la FEM con la temperatura se obtiene la variación de entropía haciendo uso de la ecuación:
Una vez conocidas ΔG y ΔH:
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En esta experiencia se utilizará una pila zinc-cobre, representada de la siguiente forma:
Esquema de la pila de Daniell:
En electrodo izquierdo: Zn(s) → Zn2+ (aq)+2e-(Zn);
En el circuito externo: 2e-(Zn) →2e-(Cu);
En el electrodo derecho; Cu2+(aq)+2e-(Cu) →Cu(s).
La transformación global es la suma de estos cambios: Zn(s) +Cu2+(aq) → Zn2+(aq)+ Cu(s) Esta reacción química es la reacción de la celda .El ΔG para esta reacción es:
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I.
OBJETIVOS
1. Determinar datos termodinamicos, por medicion de la f.e.m 2. Reconocer los electrodos e identificar la reaccion de reduccionoxidacion respectivamente. 3. Interpretar la relacion del potencial de celda y temperatura.
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II.
MARCO TEÓRICO
Pila Daniell La pila Daniell o celda de Daniell (a veces escrito como celda Daniel), también llamada celda de gravedad o celda de pata de gallo(llamada así por la forma del electrodo de zinc) fue inventada en 1836 por John Frederic Daniell, que era un químico británico y meteorólogo. Esta pila supuso una gran mejora sobre la pila voltaica que fue la primera celda galvánica desarrollada. La fuerza electromotriz, o voltaje o tensión teórica de esta pila es de 1,10 voltios, y la reacción química que tiene lugar es:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s). Eº=1,10 V
La celda o pila Daniell original consiste de un ánodo de zinc metálico central inmerso en una vasija de barro poroso que contiene una disolución de sulfato de zinc. La vasija de barro, a su vez, está sumergida en una disolución de sulfato de cobre contenida en una vasija de cobre de mayor diámetro, que actúa como cátodo de la celda. El uso de una barrera porosa (vasija de barro) evita que los iones de cobre de la disolución de sulfato de cobre alcancen el ánodo de zinc y sufran una reducción directa. Esto haría ineficaz la celda porque se llegaría al equilibrio, por transferencia directa de electrones entre Zn y Cu 2+, sin generar la corriente eléctrica que se obtiene al obligar a los electrones a ir por el circuito exterior. El material poroso opone mucha resistencia al paso de los iones por lo que la celda tiene una gran resistencia que disminuye la corriente obtenida .1 No obstante, si no permitiese el paso de aniones entre las dos disoluciones (en sentido inverso a los electrones) la pila se polarizaría rápidamente y dejaría de funcionar.
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Las semirreaciones (o hemirreacciones) que tienen lugar son:
Semi rreaciones en la pila Daniell Electrodo (signo)
Proceso químico
Ánodo (electrodo negativo) Oxidación del Zn
Semirreaccion
Potencial (V)
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e - Eº=+0,76 V
Cátodo (electrodo positivo) Reducción del Cu 2+ Cu2+(aq) + 2 e - → Cu(s) Eº=+0,34 V
Modelo con Puente Salino Más modernamente, se construye la pila separando las dos semirreaciones en dos recipientes diferentes: en uno de ellos hay un electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre; en el otro recipiente hay una barra de zinc en una disolución de sulfato de zinc. Ambos electrodos metálicos están conectados por un cable conductor por donde circula la corriente eléctrica. Los dos recipientes están unidos por el puente salino que permite que la pila no se polarice por acumulación de cargas de un mismo signo en cada semicelda.
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III.
EQUIPOS Y MATERIALES
Potenciómetro. Láminas de Zinc y Cobre. Solución diluida de ZnSO 4. Solución concentrada de CuSO4. Celdas. Puente salino. Baño termostato Termómetro Digital
IV.
PARTE EXPERIMENTAL
En este laboratorio se determinaron los parámetros termodinámicos por medidas de la fuerza electromotriz de una pila de Daniel, primero se lijan las láminas de Zinc y Cobre para eliminar impurezas luego se conectan al potenciómetro y se sumergen en cada vaso precipitado de ZnSO4 y CuSO4, luego se mide el voltaje en los medios a distintas temperaturas a 20°, 24.5° y 34°.
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Diseño experimental Temperatura (°C)
Fem (volts)
20.0
1,041
24.5
1,039
34.0
1,037
Temperatura v/s fem 1.042 1.04 1.038
) t l o 1.036 v ( m1.034 e F 1.032 1.03 1.028
Temperatura C °
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V. CONCLUSIONES 1. La medida de la f.e.m disminuye conforme se eleva la temperatura. 2. El de mayor potencial o voltaje se reducira, mientras el de menor se oxidara, comportandose en la celda el Zinc como el agente reductor y el CuSO4 como el agente oxidante. 3. Las magnitudes termodinamicas se pudieron hallar por relacion con la pendiente al graficar E vs T
VI. RECOMENDACIONES a) Medir el voltaje para cada intervalo en un instante que la temperatura no varie. b) Fijar bien el puente salino para tener una medición óptima.
VII.
BIBLIOGRAFÍA
FISICOQUIMICA - Gilbert W. Castellan - Addison Wesley Iberoamericana 2da.Ed.1987. FISICOQUIMICA - Ira N. Levine - Mc Graw Hill Latinoamericana - 2da. Ed. INTRODUCCION A LA TERMODINAMICA EN INGENIERIA QUIMICA J.M.Smith - H.C. Van Ness Mc Graw Hill Latinoamericana - 1r a. Ed. 1985. TERMODINAMICA QUIMICA PARA INGENIEROS - Richard Balzhiser Michael Samuels - Prentice Hall Latinoamericana - 1ra. Ed.
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