Práctica de Laboratorio: Determinación Experimental de la Variación de Energía Libre de Gibbs (ΔG)

 Determinación Experimental de la Variación de Energía Libre de Gibbs (ΔG)

 

Objetivo General:

Determinar experimentalmente la variación de la energía libre de Gibbs (ΔG) de la reacción entre bicarbonato de sodio y ácido acético, utilizando el volumen de dióxido de carbono liberado a distintas temperaturas.

Objetivos Específicos:

• Observar experimentalmente una reacción ácido-base con liberación de gas.
• Estimar la constante de equilibrio a diferentes temperaturas.
• Calcular ΔG a partir de los valores de K determinados.
• Relacionar los resultados con la espontaneidad de la reacción.

Introducción

La energía libre de Gibbs (ΔG) es un parámetro termodinámico fundamental que se utiliza para predecir si una reacción química puede ocurrir espontáneamente bajo condiciones constantes de temperatura y presión. Esta propiedad está relacionada con la capacidad de los sistemas para realizar trabajo y es clave para la comprensión de la termodinámica de los procesos químicos.

En una reacción química, cuando ΔG es negativo, la reacción es espontánea, lo que significa que puede ocurrir sin necesidad de energía adicional. Por otro lado, si ΔG es positivo, la reacción no ocurrirá espontáneamente. Si ΔG es igual a cero, el sistema está en equilibrio.

En esta práctica se investigará la reacción ácido-base entre el ácido acético (CH₃COOH) y el bicarbonato de sodio (NaHCO₃), la cual produce dióxido de carbono (CO₂) como gas, que puede ser medido y utilizado para estimar la constante de equilibrio, K. La ecuación de la reacción química es la siguiente:

Al medir el volumen de CO₂ liberado a diferentes temperaturas, se puede calcular indirectamente el valor de la constante de equilibrio (K) en cada caso. Con estos valores, se puede determinar la variación de la energía libre de Gibbs a distintas temperaturas utilizando la relación:

Donde:

• R: es la constante de los gases ideales (8.314 J/mol·K),
• T: es la temperatura en kelvin,
• K: es la constante de equilibrio a esa temperatura.

Este enfoque experimental nos permite estudiar cómo varía la espontaneidad de la reacción en función de la temperatura y cómo la constante de equilibrio se relaciona con la variación de la energía libre de Gibbs.

Fundamento Teórico:

Energía Libre de Gibbs:

La energía libre de Gibbs (ΔG) es la diferencia entre la entalpía (ΔH) y el producto de la temperatura por la entropía (ΔS), y se expresa de la siguiente manera:

Donde:

• ΔG: es la variación de la energía libre de Gibbs,
• ΔH: es la variación de entalpía (calor absorbido o liberado durante la reacción),
• ΔS: es la variación de la entropía (medida del desorden o aleatoriedad del sistema),
• T: es la temperatura en kelvin.

Si ΔG < 0, la reacción es espontánea; si ΔG > 0, la reacción no será espontánea; y si ΔG = 0, el sistema está en equilibrio.

Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio (K):

La constante de equilibrio (K) está relacionada con las concentraciones de los productos y reactivos en equilibrio. En esta práctica, dado que se trata de una reacción que produce gas (CO₂), la constante de equilibrio se puede estimar en función del volumen de CO₂ producido. A temperaturas distintas, el volumen de gas generado está directamente relacionado con el valor de la constante de equilibrio, K, mediante la ecuación:

Relación entre ΔG y K:

La relación entre la variación de la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio se expresa como:

Este cálculo nos permitirá estimar la espontaneidad de la reacción a distintas temperaturas. Al analizar las variaciones de ΔG y K a diferentes temperaturas, se podrá observar cómo cambia la espontaneidad de la reacción con la temperatura.

Parte Experimental

Materiales y Reactivos

• Solución de ácido acético 1.0 M
• Bicarbonato de sodio (NaHCO₃)
• Matraz de reacción con tapón y manguera para capturar gas
• Cilindro graduado lleno de agua
• Termómetro
• Baños de agua caliente y fría
• Balanza
• Cronómetro

Procedimiento Experimental

1. Preparar una solución de ácido acético al 1.0 M.
2. Pesar 0.84 g de bicarbonato de sodio (NaHCO₃) por muestra, lo que equivale a 0.01 mol.
3. Colocar la solución de ácido acético en un matraz con tapón y una manguera para capturar el gas en un cilindro invertido lleno de agua. Figura 1.

Figura 1.- Equipo para la recolección de CO₂.

4. Añadir el bicarbonato de sodio al matraz y cerrar rápidamente para capturar el CO₂ generado.
5. Medir el volumen de CO₂ desplazado en el cilindro graduado.
6. Repetir el experimento a tres temperaturas distintas:
• 10°C (baño de hielo),
• 25°C (temperatura ambiente),
• 50°C (baño caliente).
7. Registrar los volúmenes de CO₂ generados a cada temperatura.
8. Estimar la constante de equilibrio K relativa a cada volumen de CO₂ generado.
9. Calcular ΔG en cada temperatura usando la ecuación:

Análisis de Resultados

• Determinar la relación entre temperatura y volumen de CO₂ generado.
• Estimar K proporcional al volumen de CO₂ en cada caso.
• Calcular ΔG a distintas temperaturas y analizar su variación.
• Evaluar la espontaneidad de la reacción en función de ΔG.

Cuestionario

1. ¿Cómo varió el volumen de CO₂ con la temperatura?
2. ¿Qué efecto tiene la temperatura sobre la posición de equilibrio?
3. ¿Cuál fue el valor de ΔG\Delta GΔG en cada caso?
4. ¿Qué indica el signo de ΔG\Delta GΔG respecto a la espontaneidad de la reacción?
5. ¿Qué limitaciones presenta el método utilizado para determinar KKK?
6. ¿Es la reacción entre bicarbonato y ácido acético reversible bajo estas condiciones?

Tablas para Recolectar los Datos:

Tabla 1.- Volumen de CO₂ a diferentes temperaturas

Temperatura (ºC)	Volumen de CO2 (mL)
10
25
50

Tabla 2.- Cálculo de K y ΔG a diferentes temperaturas

Temperatura (ºC)	Volumen de CO2 (mL)	K (proporcional)	ΔG (J/mol)
10
25
50

 

Referencias Bibliográficas:

• Atkins, P., & de Paula, J. (2017). Físicoquímica (10ª ed.). Editorial Reverté.
• Chang, R. (2015). Química: La Ciencia Central (13ª ed.). Pearson.
• Lide, D. R. (Ed.). (2009). Handbook of Chemistry and Physics (90ª ed.). CRC Press.