Medición de los parámetros termodinámicos de una pila

Universidad de Chile Facultad de Ciencias Departamento de Química Licenciatura Ciencias mención Química

Informe de Laboratorio Nº 5 “Medición de los parámetros termodinámicos de una pila”

Integrantes:

Álvaro Etcheverry [email protected] Mariana Montanares [email protected]

Dr. Juan Sebastián Gómez-Jeria Fecha de entrega: 01/06/2011

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2.- DATOS BRUTOS OBTENIDOS

1. Voltaje obtenido a temperatura ambiente (17°C): 471 mV.

2. Volt Voltaj ajes es obte obteni nido doss una una vez vez que que se cale calent ntóó la mezc mezcla la y post poster erio iorm rmen ente te se enfr enfrió ió,, tomando los datos cada 5°C: Tabla N°1: N°1: Voltajes obtenidos a distintas temperaturas. Temperatura Voltaje (°C) (mV) 70 486 65 486 60 481 55 480 50 479 45 477 40 475 35 475 30 473 25 472 20 470

3. Voltaje obtenido al alcanzar los 2°C: 433 mV 3.- ANÁLISIS DE LOS DATOS Para un adecuado cálculo de los parámetros termodinámicos es necesario utilizar la temperatura en grados Kelvin y el voltaje en Volts. Tabla N°2: N°2: Voltajes obtenidos a distintas temperaturas. Temperatura Voltaje (K) (V) 343 0,486 338 0,486 333 0,481 328 0,480 323 0,479 318 0,477 313 0,475 308 0,475 303 0,473 298 0,472 293 0,470 290 0,471 273 0,433





•

Determinación de la energía libre estándar de la reacción.

Gráfico 1: Voltaje versus Temperatura. Voltaje (V) Linear Fit of B

0,483

] V [ e j a t l 0,476 o V

0,469 280

300

320

Temperatura [K]

Obtenemos la siguiente ecuación de la recta: V = 2,99923x10-4K + 0,38241 Interpolando la recta obtenemos a 298K: 0,472V La reacción de la celda es: Cu

+2

0

-

Pb → Pb Cu

+2

0

+ 2e → Cu +2

0

-

+ 2e

0

+2

+ Pb  → C u + Pb

340





Utilizando la ecuación ΔG = -n F Ɛ, donde n= 2 por la cantidad cantidad de electrones electrones involucrados en la reacción redox. Obtenemos: ΔG = -2 96500C/mol 0,472V ΔG = -91,096 KJ/mol = -21,77Kcal/mol

•

Determinación de la Entropía estándar.

Utilizando la ecuación (∆e/∆T)p = ∆ S/n F, donde ∆e/∆T corresponde a la pendiente del gráfico 1. Obtenemos: ΔS = 2 96500C/mol 2,99923x10 -4K ΔS = 57,895 J/mol K = 13,835 cal/mol K

•

Determinación de la entalpía Estándar.

Utilizando la ecuación ΔG = ΔH –TΔS Obtenemos ΔH = -217700 cal/mol + 13,835 cal/mol K 298K ΔH = -17,647 Kcal/mol

•

Determinación del porcentaje de error.

Obteniendo los parámetros termodinámicos de este experimento, podemos compararlos con los de la literatura 1, como se muestra en la tabla a continuación: Tabla N°3: N°3: Comparación de los valores obtenidos experimentalmente con los que aparecen en la literatura. Función termodinámica Valor experimental Valor de la literatura % e r r or 472 [mV] 463 [mV] 1,94 Ɛ 0 ∆S 13,835[cal/mol°C] 21,15 [c [cal/mol°C] 34,59 0 ∆G -21,77 [Kcal/mol] -21,34 [Kcal/mol] 2,01 0 ∆H -17,647 [Kcal/mol] -15,00 [Kcal/mol] 17,65





4.- DISCUSIÓN Como podemos ver, las desviaciones que se produjeron se deben a distintos factores, por ejemplo ejemplo,, el valor valor de la literatu literatura ra para la la Ɛ de la reacción reacción es es considerad consideradoo a 25°C y con una una presión de 1 atm, o que los valores obtenidos para los demás parámetros termodinámicos son para soluciones cuyas concentraciones (actividades) son iguales. A pesar de estas diferencias podemos corroborar que los valores obtenidos concuerdan con los esperados. e sperados. Es interesante observar que los distintos parámetros termodinámicos nos dan una idea acerca de la espontaneidad de la reacción y si se encuentra o no favorecida en algún sentido. Como sabemos, ∆S (entropía) corresponde al grado de desorden que existe en el sistema, ∆H (entalpía) nos indica la energía liberada o absorbida por el sistema y ∆G nos da una idea acerca de la energía disponible a partir de la reacción para generar trabajo. De este modo, una entropía positiva nos indica un aumento en el desorden, mientras que una entalpía negativa nos indica que existe energía energía liberada al medio, que es lo que sucede en el caso de este experimento, experimento, con una reacción que se encuentra favorecida tanto entrópica como entálpicamente. Además, podemos corroborar que la reacción es espontánea gracias a que el valor de ∆G es negativo, lo que que signif signific icaa que es espon espontán tánea ea y a su vez por el Ɛ posi positiv tivoo que tambi también én impli implica ca la espontaneidad de la reacción y el cual está íntimamente relacionado con el ∆G gracias a la ecuación de Nerst 2. Por otro lado, podemos ver que este experimento, aunque es bastante simple, nos indica información valiosa acerca de las variables termodinámicas de una reacción. Con anterioridad en este ramo nos hemos encontrado con distintas formas de calcular variables termodinámicas, las cuales siempre dependen de un calorímetro. Por lo general, estos experimentos cuentan con un gran margen de error asociado al calorímetro puesto que se supone que este debe ser calibrado con cuidado para lograr conocer con precisión su constante calorimétrica. Por el contrario, la precisión de este experimento depende de la calibración que debe hacerse al voltímetro que se usará, y la exactitud con la que se hacen las soluciones de Pb +2 y Cu+2, lo cual es relativamente más fácil que calibrar un calorímetro. A pesar de todo esto, la dificultad del experimento no radica en el análisis de los datos, sino, en la prolijidad con la que se realiza el mismo, es decir, que hay que tener bastante cuidado con que el montaje del experimento sea el adecuado (por ejemplo, los electrodos no deben tocar las soluciones, ni que el agua del baño termorregulado no ingrese a los tubos de reacción) y que los materiales con los que se realiza el experimento estén en las condiciones adecuadas (por





obtener los parámetros termodinámicos). Sin embargo, como los cambios de entropía de las reacciones en solución es bastante pequeño, es necesario tomar varias mediciones en un intervalo de temperaturas lo más grande posible 3. Finalmente, podemos comentar acerca de la posibilidad de montar el experimento con otras condiciones, utilizando para ello distintas soluciones a las utilizadas en este laboratorio, y montar montar baterías baterías que consistan consistan de soluciones soluciones de Zn/Pb Zn/Pb o Zn/Cu, Zn/Cu, sin embargo, embargo, debido a que los parámetros termodinámicos son distintos, las variaciones en el voltaje serían más pequeñas y sería necesario utilizar un voltímetro con mayor sensibilidad. A continuación se presentan dos reacciones alternativas y los parámetros termodinámicos obtenidos de la literatura 4.

(1) (2)

Cu Pb

+2

+2

0

0

+2

+ Zn  → Cu + Zn 0

0

+2

+ Zn   → Pb + Zn

Tabla N°4: N°4: Comparación de parámetros termodinámicos para distintas reacciones. Función Zn/Pb Zn/Cu Pb/Cu termodinámic a 636 (mV) 1103 (mV) 463 (mV) Ɛ ∆S 30.6 30.699 (ca (cal/ l/mo moll °C °C) 49.6 49.677 (ca (cal/ l/mo moll °C) °C) 21.15 1.15 (cal (cal/m /mol ol °C) °C) ∆G -29.35 (k (kcal/mol) -50.96 (k (kcal/mol) -21.34 (k (kcal/mol) ∆H -36.92 (k (kcal/mol) -52.23 (k (kcal/mol) -15.00 (k (kcal/mol)

5.- CONCLUSIONES 1. Los Los pará parámet metro ross term termod odin inám ámic icos os obte obteni nido doss conc concue uerd rdan an con con los los de la li liter terat atur uraa most mo stra rand ndoo que que la reac reacci ción ón real realiza izada da es espo espont ntán ánea ea y term termod odin inám ámica icame ment ntee favorecida. 2. Los valores obtenidos experimentalmente poseen un bajo error con respecto a los de la literatura debido a que el error asociado al montaje del experimento es reducido en comp compar arac ación ión con con otro otross expe experi rimen mento toss que que apun apunta tann a enco encont ntra rarr vari variab able less termodinámicas de distintas reacciones. 3. Mediante un simple experimento podemos encontrar parámetros termodinámicos valiosos que nos permiten predecir la espontaneidad de una reacción. 4. El potencial de celda depende de la temperatura, debido a que como depende de ∆G, y éste a su vez depende de la temperatura según la ecuación fundamental de la termodinámica: ∆G = ∆H − T ∆ S . 5. ΔG calculado corresponde a -21,77 [Kcal/mol] con un error de 2,01% con respecto al valor real. 6. ΔS calculado corresponde a 13,835[cal/mol°C] con un error de 34,59% con respecto al valor real. calculado do corres correspon ponde de a -17,64 -17,6477 [Kcal/ [Kcal/mol mol]] con un error error de 17,65 17,65% % con 7. ΔH calcula respecto al valor real.







[1] BEAULIEU, LYNN P. A General General Chemistry Chemistry Thermodynamics Thermodynamics Experiment. Experiment. Journal of Chemical Education 55(1): 53-54, Enero, 1978. [2] CASTELLAN, G. W. Fisicoquímica. 2 da Edición 1998. Editorial Addison Wesley Longman de Méxi México co S. A. de C. V. ISBN ISBN 968968-44 4444-31 3166-1. 1. Capí Capítu tulo lo 17: 17: Equi Equili libr brio io en celd celdas as electroquímicas, pág. 400. [3] CASTELLAN, G. W. Fisicoquímica. 2 da Edición 1998. Editorial Addison Wesley Longman de Méxi México co S. A. de C. V. ISBN ISBN 968968-44 4444-31 3166-1. 1. Capí Capítu tulo lo 17: 17: Equi Equili libr brio io en celd celdas as electroquímicas, págs. 405-406. [4] LIDE, DAVID R., editor-in-Chief. Handbook of CHEMISTRY and PHYSICS. 90 th Edition 2009. Editorial CRC Press, Taylor e Francis Group. ISBN-13: 978-1-4200-9084-0. Section 5: Thermochemistry, Electrochemistry and Kinetics. 5-2; 5-3.

Medición de los parámetros termodinámicos de una pila

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