Universidad de Chile Facultad de Ciencias Departamento de Qumica Licenciatura Ciencias mencin Qumica

Informe de Laboratorio N 5 Medicin de los parmetros termodinmicos de una pila

Integrantes:

lvaro Etcheverry aetcheverry@ug.uchile.cl Mariana Montanares mariana.montanares@gmail.com

Dr. Juan Sebastin Gmez-Jeria Fecha de entrega: 01/06/2011

2.- DATOS BRUTOS OBTENIDOS

1. Voltaje obtenido a temperatura ambiente (17C): 471 mV.2. Voltajes obtenidos una vez que se calent la mezcla y posteriormente se enfri, tomando los datos cada 5C: Tabla N1: 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 2C: 433 mV3.- ANLISIS DE LOS DATOS Para un adecuado clculo de los parmetros termodinmicos es necesario utilizar la temperatura en grados Kelvin y el voltaje en Volts. Tabla N2: 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

Determinacin de la energa libre estndar de la reaccin.

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

0,483

Voltaje [V]

0,476

0,469 280 300 320 340

Temperatura [K]

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

Cu+2 + 2e- Cu0 Pb0 Pb+2 + 2eCu +2 + Pb0 Cu0 + Pb+2

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

Determinacin de la Entropa estndar.Utilizando la ecuacin (e/T)p = S/n F, donde e/T corresponde a la pendiente del grfico 1. Obtenemos: S = 2 96500C/mol 2,99923x10-4K S = 57,895 J/mol K = 13,835 cal/mol K

Determinacin de la entalpa Estndar.

Utilizando la ecuacin G = H TS Obtenemos H = -217700 cal/mol + 13,835 cal/mol K 298K H = -17,647 Kcal/mol

Determinacin del porcentaje de error.Obteniendo los parmetros termodinmicos de este experimento, podemos compararlos con los de la literatura1, como se muestra en la tabla a continuacin: Tabla N3: Comparacin de los valores obtenidos experimentalmente con los que aparecen en la literatura. Funcin termodinmica Valor experimental Valor de la literatura %error 472 [mV] 463 [mV] 1,94 S0 13,835[cal/molC] 21,15 [cal/molC] 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.- DISCUSIN Como podemos ver, las desviaciones que se produjeron se deben a distintos factores, por ejemplo, el valor de la literatura para la de la reaccin es considerado a 25C y con una presin de 1 atm, o que los valores obtenidos para los dems parmetros termodinmicos son para soluciones cuyas concentraciones (actividades) son iguales. A pesar de estas diferencias podemos corroborar que los valores obtenidos concuerdan con los esperados. Es interesante observar que los distintos parmetros termodinmicos nos dan una idea acerca de la espontaneidad de la reaccin y si se encuentra o no favorecida en algn sentido. Como sabemos, S (entropa) corresponde al grado de desorden que existe en el sistema, H (entalpa) nos indica la energa liberada o absorbida por el sistema y G nos da una idea acerca de la energa disponible a partir de la reaccin para generar trabajo. De este modo, una entropa positiva nos indica un aumento en el desorden, mientras que una entalpa negativa nos indica que existe energa liberada al medio, que es lo que sucede en el caso de este experimento, con una reaccin que se encuentra favorecida tanto entrpica como entlpicamente. Adems, podemos corroborar que la reaccin es espontnea gracias a que el valor de G es negativo, lo que significa que es espontnea y a su vez por el positivo que tambin implica la espontaneidad de la reaccin y el cual est ntimamente relacionado con el G gracias a la ecuacin de Nerst2. Por otro lado, podemos ver que este experimento, aunque es bastante simple, nos indica informacin valiosa acerca de las variables termodinmicas de una reaccin. Con anterioridad en este ramo nos hemos encontrado con distintas formas de calcular variables termodinmicas, las cuales siempre dependen de un calormetro. Por lo general, estos experimentos cuentan con un gran margen de error asociado al calormetro puesto que se supone que este debe ser calibrado con cuidado para lograr conocer con precisin su constante calorimtrica. Por el contrario, la precisin de este experimento depende de la calibracin que debe hacerse al voltmetro que se usar, y la exactitud con la que se hacen las soluciones de Pb +2 y Cu+2, lo cual es relativamente ms fcil que calibrar un calormetro. A pesar de todo esto, la dificultad del experimento no radica en el anlisis 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 bao termorregulado no ingrese a los tubos de reaccin) y que los materiales con los que se realiza el experimento estn en las condiciones adecuadas (por ejemplo, los electrodos deben ser pulidos correctamente para evitar interferencias y que las soluciones se encuentren en las concentraciones adecuadas), todo esto con el fin de que los datos obtenidos sean coherentes y nos permitan realizar conclusiones adecuadas. Queda claro del anlisis de este experimento que el potencial de celda es dependiente de la temperatura a la cual transcurre la reaccin (lo que de hecho, es lo que nos permite poder

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obtener los parmetros termodinmicos). Sin embargo, como los cambios de entropa de las reacciones en solucin es bastante pequeo, es necesario tomar varias mediciones en un intervalo de temperaturas lo ms grande posible3. 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 bateras que consistan de soluciones de Zn/Pb o Zn/Cu, sin embargo, debido a que los parmetros termodinmicos son distintos, las variaciones en el voltaje seran ms pequeas y sera necesario utilizar un voltmetro con mayor sensibilidad. A continuacin se presentan dos reacciones alternativas y los parmetros termodinmicos obtenidos de la literatura4.

(1) Cu +2 + Zn0 Cu0 + Zn+2 (2) Pb +2 + Zn0 Pb0 + Zn+2

Tabla N4: Comparacin de parmetros termodinmicos para distintas reacciones. Funcin Zn/Pb Zn/Cu Pb/Cu termodinmic a 636 (mV) 1103 (mV) 463 (mV) S 30.69 (cal/mol C) 49.67 (cal/mol C) 21.15 (cal/mol C) G -29.35 (kcal/mol) -50.96 (kcal/mol) -21.34 (kcal/mol) H -36.92 (kcal/mol) -52.23 (kcal/mol) -15.00 (kcal/mol)

5.- CONCLUSIONES 1. Los parmetros termodinmicos obtenidos concuerdan con los de la literatura mostrando que la reaccin realizada es espontnea y termodinmicamente 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 comparacin con otros experimentos que apuntan a encontrar variables termodinmicas de distintas reacciones. 3. Mediante un simple experimento podemos encontrar parmetros termodinmicos valiosos que nos permiten predecir la espontaneidad de una reaccin. 4. El potencial de celda depende de la temperatura, debido a que como depende de G, y ste a su vez depende de la temperatura segn la ecuacin fundamental de la termodinmica: G = H T S . 5. G calculado corresponde a -21,77 [Kcal/mol] con un error de 2,01% con respecto al valor real. 6. S calculado corresponde a 13,835[cal/molC] con un error de 34,59% con respecto al valor real. 7. H calculado corresponde a -17,647 [Kcal/mol] con un error de 17,65% con respecto al valor real.

6. - REFERNCIAS

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[1] BEAULIEU, LYNN P. A General Chemistry Thermodynamics Experiment. Journal of Chemical Education 55(1): 53-54, Enero, 1978. [2] CASTELLAN, G. W. Fisicoqumica. 2da Edicin 1998. Editorial Addison Wesley Longman de Mxico S. A. de C. V. ISBN 968-444-316-1. Captulo 17: Equilibrio en celdas electroqumicas, pg. 400. [3] CASTELLAN, G. W. Fisicoqumica. 2da Edicin 1998. Editorial Addison Wesley Longman de Mxico S. A. de C. V. ISBN 968-444-316-1. Captulo 17: Equilibrio en celdas electroqumicas, pgs. 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.

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