Relatório FQ exp. II Termodinâmica de células eletroquímicas

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL
INSTITUTO DE QUÍMICA - DEPARTAMENTO DE FÍSICO-QUÍMICA
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL II
Termodinâmica de células eletroquímicas (TC)
Nomes: Daniela Kern e Manoela Souto Data: 24/11/2023
Professor responsável: Lázaro dos Santos Turma/Grupo: C/F2
Resumo
Neste experimento determinou-se as grandezas termodinâmicas de uma reação redox.
Para isso, montou-se uma célula galvânica utilizando as soluções de AgNO3 e CuSO4 nas
quais foram imersos seus respectivos eletrodos Ag e Cu, com ponte salina de agarose e
KNO3. O potencial do sistema foi medido variando a temperatura de 15 a 50 °C, a pressão
constante. Com isso foi possível obter os valores de entalpia, ΔH = -7,69x104 J/mol com erro
de 47,7%. A entropia calculada foi de ΔS = 8,68 J/mol e a energia livre de Gibbs foi igual a
ΔG = -7,95x104 J/mol.
Cálculos e Resultados
A Tabela 1 apresenta os dados coletados durante a execução do experimento. A
partir dos dados coletados foi construído um gráfico do potencial elétrico em função
da temperatura. O ponto referente à temperatura de 293K foi retirado para melhorar
o valor de R², apresentado na Figura 1.
Tabela 1. Dados experimentais de temperatura e potencial da célula.
J/mol.K
9,3/10,0
labec
Realce
Figura 1. Gráfico da variação do potencial da célula com a temperatura.
Com a equação da reta obtida no gráfico, podemos calcular o valor do potencial da célula
a 25 °C, substituindo a temperatura no valor de x:
y = -1.10-5x2 + 0,006x - 0,488
ε = 0,412 V
Podemos calcular a energia livre de Gibbs utilizando a seguinte equação:
ΔG = -nFE (1)
Onde:
n = o número de elétrons transferidos na reação
F= a constante de Faraday (96485 C/mol)
E = o potencial (V)
Substituindo o valor do potencial experimental calculado anteriormente para a temperatura
padrão (298 K), obtemos:
ΔG = -2 .96485 . 0,412
ΔG298K = -7,95x104 J/mol
Derivando a equação da reta podemos calcular (dE/dT)P, substituindo x pela temperatura
padrão ( x = 298 K):
y = -1.10-5x2 + 0,006x - 0,488
(dE/dT)P = -2x10-5x + 0,006
(dE/dT)P,298K = 4,0.10-5
A partir da energia livre de Gibbs e a variação do potencial, podemos utilizar a equação 2
para calcular a variação de entropia, que é válida apenas para pressão constante (condição
experimental):
ΔS = 2 .96485 . (4,5.10-5)
ΔS298K = 8,68 J/mol
Tendo obtido a variação de entropia e energia livre de Gibbs podemos usar a expressão 3
para chegar ao valor de entalpia experimental da reação:
ΔH = ΔG + TΔS (3)
ΔH = - 7,95x104 + 298 . (8,68)
ΔH298K, exp = -7,69x104 J/mol
Na literatura [1] são obtidos os valores de entalpia de formação dos íons Ag+ e Cu2+, a partir
deles podemos calcular a entalpia teórica da reação:
ΔrH298K=ΔfH (Cu2+)– 2x (ΔfH(Ag+)) (4)
ΔrH298K= 64,9– (2 x 105,79)
ΔrH298K= -1,47 x105 J/mol
Comparando os valores obtidos com os encontrado na literatura e calculado o erro
relativo com a equação 5:
Sendo VEXP= o valor obtido no experimento,
VTAB = o valor de tabelado na literatura.
O erro obtido em relação ao valor da literatura (-1,47x105)[1] foi de 47,7%.
labec
Realce
Discussão e Conclusão
O objetivo desse experimento era obter os parâmetros termodinâmicos, energia livre de
Gibbs, entropia e entalpia, através da medida do potencial de uma reação redox.
Considerando que temos maior precisão em medidas de grandeza elétricas, era esperado
que o método forneça resultados mais precisos do que métodos calorimétricos. Porém isso
não foi observado, e o erro relativo em relação aos valores tabelados chegaram a 47,7%
Como fontes de erro, é possível citar erros intrínsecos do voltímetro empregado nas
medidas de potencial bem como a possibilidade que o sistema estivesse fora do equilíbrio
em alguma medida.
Referencias Bibliográficas
[1] CRC Handbook of Chemistry and Physics, 2017. 97th ed, p. 846-847
Por quê?
labec
Realce