Energia Libre de Gibbs

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS PARA UNA REACCIÓN DE COMPLICACIÓN

Abstract: Key word:

entropía estándar y el cambio en la entalpía estándar está relacionada con la y- intercepción.

Introducción

Los parámetros termodinámicos son extremadamente importantes en la determinación de la viabilidad de una reacción y en la vida real una reacción que viola los principios termodinámicos no pueden ser realizada. Muchas veces, en condiciones de estado estándar, estos parámetros como entalpía de una reacción, la entropía de una reacción y la energía libre de Gibbs de una reacción se puede calcular mediante el uso de los datos termodinámicos tabulados y sin tener que entrar en un laboratorio para realizar la reacción en cuestión. Sin embargo, Otra aplicación útil de estos conjuntos de datos es que, la misma información se puede utilizar para calcular una cantidad derivada experimentalmente, la constante de equilibrio (K). Usted probablemente han aprendido que una constante de equilibrio alta indica una reacción favorable y que una reacción favorable tiene que proceder con una disminución en la energía libre de Gibbs. Esto significa que tenemos un valor negativo para una reacción directa favorable y esto debe conducir a una constante de equilibrio que es > 1. La energía libre del Gibbs se puede utilizar para calcular la constante de equilibrio K mediante el uso de la relación   



Sin embargo, CoCl 2. 6H2O se presta a este tipo de experimentación, ya que puede puede formar complejos complejos con iones 2+ cloruro ([CoCl 4] a diferente temperatura. Co  ion une con seis moléculas de agua y forma un complejo octaédrico [Co (H 2O) 6] añadido al complejo, los ligandos de agua lentamente 2+ reemplazados por los iones cloruro secuencialmente y Co iones forman un complejo tetraédrico [CoCl 4] denominado complejo de cloro. Esta transición es particularmente útil para este experimento porque es dependiente de la temperatura. Y tiene un color característico para cada complejo. A medida que estos complejos son de color, la espectroscopia visible puede ser usado para estudiar estas reacciones a diversas temperaturas y los datos obtenidos se puede utilizar para calcular el equilibrio constante 'K' y, posteriormente, las cantidades termodinámicas ΔG o, ΔHo y ΔSo. La variación de energía libre estándar a una temperatura dada es en sí mismo relacionado tanto con el cambio de entalpía, y el cambio en la entropía, mediante la siguiente ecuación:         



Esta es una ecuación lineal de la forma y =mx + b. La pendiente de una gráfica de este tipo es relacionado con el variación de

                 

(3)

Datos y cálculos Tabla 1. Datos de la relación temperatura absorbancia para la ecuación (3)

T(K)

283,15 293,15 303,15 313,15 323,15

Abs a 520 nm 0,235 0,236 0,245 0,248 0,250 0,251 0,255 0,256 0,257 0,258

Abs a 670 nm 0,317 0,328 0,452 0,448 0,585 0,565 0,67 0,69 0,757 0,763

Como estos datos se hicieron por duplicado se usó el promedio aritmético de la absorbancia. Usando la ecuación de beer Lambert (4), y la relación estequiometrica (o3) se puede determinar la concentración de cada complejo.      



Tabla 2. Relación de temperaturas y concentraciones de la reacción T (K)       (M)  (M)

283,15 293,15 303,15 313,15 323,15

(M) 0,0511 0,0534 0,0543 0,0554 0,0558

(M) 0,0006 0,0008 0,0010 0,0012 0,0013

0,0022 0,0031 0,0040 0,0047 0,0053

0,0034 0,0047 0,0060 0,0071 0,0079

Tabla 3. Relación de la temperatura con la constante de formación y la energía libre de Gibbs

T (K) 283,15 293,15 303,15 313,15 323,15

K (constante de formación) 6,23E-07 1,62E-06 3,32E-06 5,38E-06 7,45E-06

ΔG (J/mol) 3,36E+04 3,25E+04 3,18E+04 3,16E+04 3,17E+04

A partir de los datos de la tabla 3, se graficó la energía libre de Gibbs con respecto a la temperatura, omitiendo un dato dudoso para la temperatura de 323,15 K, es decir la curva se realizó con los primero cuatro puntos.

3.40E+04

0

∆G < 0 La reacción es espontánea en el sentido establecido. 0 ∆G > 0 La reacción no es espontánea en el sentido establecido. 0 ∆G = 0 El sistema está en equilibrio.

y = -68.553x + 52820 R² = 0.9162

3.35E+04     )     l 3.30E+04    o    m     /    J 3.25E+04     (    G

La energía estándar de reacción, es el cambio de la energía estándar de productos menos el cambio de la energía estándar  [2] de reactivos

3.20E+04

      Δ

3.15E+04

0

∆G

3.10E+04 280

290

300

310

320

Temperatura (K) Figura 1. Relación entre la energía libre de Gibbs y la temperatura, con su regresión lineal

Usando la ecuación (2) y le ecuación de la regresión lineal reportada en la figura 1, obtenemos los siguiente datos.              

Tabla 4. Reporte de parámetros  ,  

Parámetros Experimental

 

 

52,820



      

68,553

Discusión

Para determinar si un proceso es o no espontáneo, hay que tomar en consideración la variación de la entalpía y de la entropía, puesto que algunas veces se contradicen. Por un lado, la entalpía nos dice que un proceso tiende a la espontaneidad, mientras que la entropía manifiesta lo contrario. Así, es necesario evaluar a ambas para establecer si un proceso definitivamente es o no espontáneo en ciertas condiciones. La energía libre de Gibbs es: la energía liberada por un sistema para realizar trabajo útil a presión constante. Ésta se representa con el símbolo G y considera ambos cambios de tal forma que: ∆G = ∆H – T∆S La variación de la energía libre ∆G, es una función de estado y tiene unidades de energía. Así, si en una reacción química se libera trabajo útil sin importar lo que ocurra en el universo el ∆G es negativo y por lo tanto será una reacción espontánea, puesto que considera la dispersión de la energía ∆H = - y la dispersión de la materia ∆S = + en el sistem a. De esta manera, si una reacción ocurre a bajas temperaturas con un cambio pequeño de entropía, entonces el término T ΔS [1] será insignificante y ∆G dependerá principalmente de ΔH. Las reacciones endotérmicas ocurren solamente si T ΔS es grande. La temperatura tiene que ser alta o tiene que haber aumento grande en la entropía para que predomine este término y sea el que determine el valor del ∆G. Si:

reacción =

∑n ∆G

0

productos –

∑n ∆G

0

reactivos

Se considera para los elementos en su forma más estable en 0 condiciones estándares ∆G  = 0. Según los datos relacionados con las constantes K que siempre 0 fueron menores que 1, y la energía libre de Gibbs ( ∆G  ) que para todos los casos eran valores positivos, esta reacción no es espontanea en el sentido establecido lo que explica que al aumentar la temperatura del sistema la concentración del complejo producto aumentase, el equilibrio se ve afectado por la temperatura según los parámetros del principio de le chatelier, se puede confirmar esta afirmación observando, los valores de entalpia estándar y entropía estándar calculados, se puede notar a simple vista que los valores de entropía no son muy considerables con respecto a la entalpia del sistema, lo que quiere decir que el sistema tiende a su orden. Lo que le confiere estabilidad al complejo acuoso. Conclusiones 





La reacción procede de forma no espontanea por eso se necesita un aumento en la energía del sistema Los valores de entalpia y entropía no pueden hablar por si solos de la espontaneidad de la reacción, para esto se necesita la relación entre los mismo. Es necesario controla los valores de la variable independiente en este caso la temperatura para mejorar la precisión del proceso

Referencias

[1] DeGrand, M. J.; Abrams, M. L.; Jenkins, J. L.; Welch, L. E. J. Chem. Educ. 2011, 88, 634-636 [2] http://chemeducator.org/first/papers/s00897092213a.htm