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.

 

Práctica de Laboratorio: Determinación experimental de la entropía de una reacción química

 

Determinación experimental de la entropía de una reacción química

Objetivos

Objetivo general:

• Determinar experimentalmente la variación de la entropía (ΔS) en una reacción química a partir de datos experimentales relacionados con la temperatura y el equilibrio químico.

Objetivos específicos:

1. Medir la variación de temperatura durante la reacción química en condiciones controladas.
2. Calcular la entalpía (ΔH) y la variación de la entropía (ΔS) en la reacción química utilizando datos experimentales.
3. Analizar la relación entre el cambio de entropía y el comportamiento de la reacción química.
4. Comparar los resultados obtenidos experimentalmente con los valores teóricos para discutir posibles fuentes de error.

Introducción

La entropía (S) es una magnitud termodinámica que describe el grado de desorden o aleatoriedad de un sistema. En el contexto de una reacción química, la variación de la entropía (ΔS) está relacionada con el cambio en la dispersión de la energía y la materia durante el proceso. La entropía juega un papel fundamental en la determinación de la espontaneidad de las reacciones químicas, a través de la ecuación de la energía libre de Gibbs:

donde:

• ΔG = es la variación de la energía libre de Gibbs
• ΔH = es la variación de la entalpía
• T = es la temperatura en Kelvin
• ΔS = es la variación de la entropía

En este experimento, se determinará la variación de entropía en una reacción química mediante la medición de la variación de temperatura y el cálculo de la entalpía. Los resultados obtenidos experimentalmente se analizarán en relación con los valores teóricos, y se discutirá el impacto de la entropía en la espontaneidad de la reacción.

Fundamentos teóricos

La entropía y su relación con la termodinámica

La entropía es una propiedad macroscópica que mide el grado de dispersión de la energía en un sistema. En términos termodinámicos, se define como una función de estado y está relacionada con la cantidad de microestados accesibles a un sistema a una temperatura dada. De acuerdo con la segunda ley de la termodinámica, la entropía de un sistema aislado tiende a aumentar en procesos espontáneos.

Variación de entropía en una reacción química

La variación de entropía (ΔS) durante una reacción química depende de la diferencia en la organización molecular entre los reactivos y los productos. Las reacciones que incrementan el número de estados accesibles o la dispersión de energía en los productos generalmente tienen un cambio positivo de entropía. Este cambio está estrechamente vinculado con la espontaneidad de la reacción, ya que reacciones que aumentan la entropía son termodinámicamente favorables.

La ecuación de la energía libre de Gibbs y la espontaneidad de las reacciones

La ecuación de Gibbs relaciona la variación de la energía libre (ΔG) con los cambios en entalpía y entropía. Para una reacción espontánea, ΔG debe ser negativo, lo que implica que el cambio de entropía debe ser tal que favorezca la espontaneidad de la reacción. La entalpía y la temperatura también juegan un papel importante en este equilibrio termodinámico.

Parte experimental

Materiales y reactivos:

• Calorímetro (o equipo adecuado para medir calor)
• Termómetro de alta precisión
• Balanza de precisión
• Pipetas y buretas
• Ácido clorhídrico (HCl)
• Carbonato de sodio (Na₂CO₃)
• Agua destilada
• Cronómetro

Procedimiento:

1.- Preparación de las disoluciones:

• Preparar 50 mL de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 1.0 M.
• Preparar 50 mL de una disolución de carbonato de sodio (Na₂CO₃) 1.0 M.

2.- Registro de la temperature inicial:

• Verter la disolución de HCl en el calorímetro y taparlo.
• Esperar entre 3 y 5 minutos para que la solución alcance el equilibrio térmico con el sistema.
• Medir y registrar la temperatura de la disolución de HCl, que será considerada como la temperatura inicial T_inicial..

3.- Inicio de la reacción:

• Añadir rápidamente la disolución de Na₂CO₃ al calorímetro que contiene el HCl.
• Cerrar inmediatamente el calorímetro y agitar suavemente para facilitar la mezcla completa de los reactivos.

4.- Registro de temperaturas:

• Registrar la temperatura cada 30 segundos durante 5 minutos.
• Identificar la temperatura máxima alcanzada tras la mezcla, que será considerada como la temperatura final T_final..

5.- Cálculo del cambio de temperatura:

• Calcular ΔT = T_final − T_inicial

6.- Cálculo de la entalpía:

• Utilizar la ecuación: ΔH = m ⋅ c ⋅ΔT

Donde: m es la masa total de la mezcla (asumiendo densidad similar a la del agua: 1 g/mL, entonces 100 mL = 100 g); c es la capacidad calorífica específica del agua (4.18 J/g·°C) y ΔT es el cambio de temperatura en °C.

7.- Cálculo de la entropía:

• Estimar la variación de entropía con la ecuación:

Donde T_media es el promedio entre T_inicial y T_final​, expresado en kelvin.

8.- Análisis de resultados:

• Comparar los valores de ΔH y ΔS con los reportados en la literatura para reacciones similares.
• Discutir posibles fuentes de error como pérdida de calor, precisión de los instrumentos o mezclado incompleto.

Cuestionario

1. ¿Cómo se define la entropía en el contexto de una reacción química?
2. ¿Qué factores afectan la variación de entropía en una reacción?
3. ¿Qué relación existe entre la entalpía y la entropía en una reacción espontánea?
4. Explica cómo el principio de Le Chatelier se puede aplicar a la variación de entropía en este experimento.
5. ¿Qué errores experimentales podrían afectar la medición de la entropía en esta práctica?

Referencias bibliográficas

• McQuarrie, D. A., & Simon, J. D. (2011). Physical Chemistry: A Molecular Approach. University Science Books.
• Farrar, J. B., Weast, C. J., & Lide, D. R. (2009). Experiments in Physical Chemistry. Pearson Education.
• Hine, J. R., & Skoog, R. J. (1994). Laboratory Manual for Physical Chemistry. Saunders College Publishing.
• Welty, J. S., & McCormack, R. C. (2014). Experimental Physical Chemistry. Wiley.
• Ghosh, N. S. (2011). Practical Physical Chemistry: An Experimental Approach. New Age International.