Entropia De Mezclas

PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATOLICA DE CHILE
FACULTAD DE QUIMICA
DEPARTAMENTO DE QUIMICAFISICA

QIM 114 QUIMICAFISICA I (T-P)

INFORME DE LABORATORIO

Entropía de Mezcla (L-4)


OBJETIVO:
* Medir los potenciales de una pila electroquímica y comparar los resultados obtenidos con los valores teóricos
* Calcular la energía libre de Gibbs de una mezcla iónica
* Calcular laentropía de una mezcla iónica

INTRODUCCIÓN

Es posible utilizar métodos electroquímicos para determinar las propiedades termodinámicas de reacciones, tales como entropía y energía libre de Gibbs.

En una pila electroquímica el máximo trabajo eléctrico que puede realizar un sistema esta dado por:
(1)
we, máx= ΔG

Donde ΔG es la energía libre de Gibbs de la pila.

Por otra parte ladiferencia de potencial resultante en la pila, denominada fuerza electromotriz (E), se relaciona con la energía libre de Gibbs:
(2)
∆G= -nFE

Donde F es la constante de Faraday y n el coeficiente estequiométrico de los electrones en las semireacciones en las que se puede dividir la pila.

La ecuación 2 entrega un método eléctrico para medir la energía libre de Gibbs de una reacción ya quesolo se necesita medir la fuerza electromotriz de la pila.

Si se considera a la disolución como pura se puede considerar la energía libre de Gibbs como:
(3)
∆G=NRT Xi Ln Xi
Considerando las ecuaciones 2 y 3 y a N (moles totales) igual a 2 se puede obtener la fuerza electromotriz teórica de la mezcla:

E= 2RTF Ln X2X1

En el laboratorio realizado de mezclaron disoluciones de K3Fe(CN)6 yK4Fe(CN)6en distintasproporciones de volúmenes para formar pilas de concentraciones opuestas para medir la fuerza electromotriz con unos electrodos de Pt.

DATOS EXPERIMENTALES

mlK3Fe(CN)6 | mlK4Fe(CN)6 | Eteórico(Volt) | Eleído(Volt) |
9,9 | 0,1 | 0,227 | 0,177 |
9,5 | 0,5 | 0,146 | 0,152 |
9,0 | 1,0 | 0,109 | 0,112 |
8,0 | 2,0 | 0,069 | 0,067 |
7,0 | 3,0 | 0,042 | 0,045 |
6,0 |4,0 | 0,020 | 0,025 |
5,2 | 4,8 | 0,004 | 0,014 |

CALCULOS Y RESULTADOS

Determinacion de la masa para las disoluciones 0,5M :

-Para K3Fe (CN)6-------- 0,5mol-----1000ml
X -------100ml X = 0.05mol

329,26 g --- 1mol
X -------- 0,05 mol X=16,463 g de complejo de Fe+3

-Para K4Fe(CN)6: 0,5 mol --------- 1000 mLX= 0,05 mol
X 100 mL

422,39 g------1 mol X= 21,1195 g de complejo de Fe+2
X --------- 0,05 mol


Calculo de potencial teóricoA partir de la fracción molar de Fe2+ :

|E| = 2RT x ln( 1 – X )
F X
T = 14°C = 287 K
R = 8,314 J/mol K
F = 96.485 C/mol
X =fracción molar del Fe+2


* Para 9,9 mL de Fe+3 y 0,1 mL de Fe+2:


0,5 mol ------ 1000 mL X= 4,95 x 10-3 mol de Fe+3
X 9,9 mL
Moles totales = 5 x 10-3 mol
0,5 mol ----- 1000 mL X= 5 x 10-5 mol de Fe+2
X 0,1 mLXFe+2 = moles de Fe+2 = 5 x 10-5 = 0,01
Moles totales 5 x 10-3

Para el potencial:

|E| = 2 x 8,314 J/mol k x 287 K x ln (1 – 0,01) = 0,227 V
96.485 C/mol 0,01

En la tabla superior se colocaron todos los potenciales teóricos. A continuación se escriben las fracciones molares de Fe2+ .


* Para9,5 mL de Fe+3 y 0,5 mL de Fe+2: XFe+2 = 0,05

* Para 9,0 mL de Fe+3 y 1,0 mL de Fe+2: XFe+2 = 0,1

* Para 8,0 mL de Fe+3 y 2,0 mL de Fe+2: XFe+2 = 0,2

* Para 7,0 mL de Fe+3 y 3,0 mL de Fe+2: XFe+2 = 0,3

* Para 6,0 mL de Fe+3 y 4,0 mL de Fe+2: XFe+2 = 0,4

* Para 5,2 mL de Fe+3 y 4,8 mL de Fe+2: XFe+2 = 0,48





Gráfico...