LFQ_Reporte 5_Equipo 10

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UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE NUEVO LEÓN 
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS 
INGENIERÍA QUÍMICA 
 
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA 
PRÁCTICA NO. 5 “DETERMINACIÓN ESPECTROFOTOMÉTRICA DE LA ENERGÍA 
LIBRE DE GIBBS ESTÁNDAR DE REACCIÓN.” 
Profesores: 
DR. Jacob Josafat Salazar Rábago 
MC. Celene Yasmín Fragoso Fernández 
Grupo: 01. Equipo no. #10 
MATRICULA NOMBRE FIRMA 
1959952 María Fernanda Navarro Pineda 
 
1955384 Hugo Alberto Medina López 
 
1946062 Fernando Olivares Sánchez 
 
2078581 Jorge Enrique Hernández García 
 
 
Criterios de evaluación Criterios de evaluación 
Portada Resultados y discusiones 
Marco teórico Conclusión 
Hipótesis Referencias 
Procedimiento 
TOTAL 
 
PRÁCTICA NO. 5 “DETERMINACIÓN ESPECTROFOTOMÉTRICA DE LA 
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS ESTÁNDAR DE REACCIÓN.” 
 
Objetivo 
Evaluar los datos experimentales obtenidos en la determinación de la energía libre de 
Gibbs estándar en la reacción de formación del ion ferrotiocianato II, mediante el uso 
de un espectrofotómetro para determinar la precisión de las mediciones y realizar un 
análisis comparativo con los datos propuestos al final de la práctica. 
 
Fundamento 
La energía libre de Gibbs es una energía que combina la entalpía y la entropía, con 
el propósito de utilizarse para hacer un trabajo. Este valor es denominado mediante 
la letra “G”. La energía libre relaciona la tendencia de un sistema físico o químico a 
reaccionar ante un cambio de entropía, energía y temperatura. Un resultado negativo 
será indicativo que la reacción ocurrirá espontáneamente en la dirección que se 
encuentra escrita la reacción, un resultado positivo lo contrario, y un resultado igual a 
cero, será indicativo de que la reacción no se está desplazando a los productos ni a 
los reactantes. Generalmente, en las reacciones químicas, lo que se estudia es la 
variación de esta energía libre.1 
 
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 
Donde: 
∆H: entalpía. Es el calor liberado o absorbido a presión constante. Si el valor es 
positivo, es un proceso endotérmico, y de lo contrario, si es negativo, es un proceso 
exotérmico. 
∆S: entropía. El grado de desorden de un sistema. Cuanto más desorden, la entropía 
es mayor. La variación de entropía puede ser negativa o positiva. 
T: temperatura.1 
 
En correlación, se encuentra la espectrofotometría UV-Visible es una técnica 
analitica que permite la determinación de concentraciones de un compuesto en 
solución, la cual se basa en que las moléculas absorben las radiaciones 
 
electromagnéticas, y estas a su vez, la cantidad de luz absorbida, la cual depende de 
forma lineal de la concentración.2 
 
Esta técnica tiene como principio de medición, la absorción y la transmisión de la 
energía radiante que atraviesa una sustancia; el método es espectroscópico, ya que 
se basa en la medida de la intensidad y la longitud de onda de la energía radiante. La 
región del espectro electromagnético que aplica es la ultravioleta visible, con un rango 
de 10-760 mm. Un espectrofotómetro permite seleccionar la longitud de onda de la 
luz que pasa por la solución, y a partir de ahí, medir la cantidad de luz absorbida.3 
 
Estas ideas se relacionan con la Ley de Lambert-Beer, donde involucra conocimientos 
básicos sobre la espectrofotometría, en específico la ultravioleta visible, basándose 
en la medida de la radiación electromagnética que es absorbida o emitida por una 
sustancia. Esta ley indica que a una representación gráfica de la absorbancia frente 
a la concentración le corresponde una línea recta, esto sólo tiene lugar para 
disoluciones diluidas.4 
 
Materiales 
● 2 Frascos de tapón esmerilado de 250 mL 
● Espectrofotómetro UV-Vis 
● Celda de cuarzo o de vidrio de borosilicato 
● 5 vasos de precipitado de 100 ml 
● 2 pipetas de 5 ml 
● 1 pipeta volumétrica de 10 ml 
● 1 pipeta volumétrica de 25 ml 
● 1 pizeta 
 
Reactivos 
● Solución acuosa de Fe(NO3) 0.2 M 
● Solución acuosa de NaSCN 0.002M 
 
 
 
 
 
Hipótesis 
De acuerdo a la ley Lambert-Beer, entre mayor sea la absorbancia de la especie 
mayor será la concentración del producto. Los valores de la energía libre de Gibbs 
serán similares debido a que los valores de las constantes de equilibrio serán 
semejantes en todos los casos. 
 
Procedimiento 
 
Disposición de residuos 
Las soluciones generadas son confinadas en el colector H 
 
 
 
 
 
Resultados y discusiones. 
CC: Solución de concentración conocida 
SP1: Solución problema 1 
SP2: Solución problema 2 
Tabla 1. Soluciones experimentales 
Reactivo /Solución CC SP1 SP2 
Fe(NO3)3 0.2 M 25 5 5 
NaSCN 0.002 M 25 25 25 
H2O 0 20 15 
 
 
Tabla 2. Datos experimentales 
Solución Blanco CC SP 1 SP 2 
Absorbancia 0 0.849 0.652 0.750 
Temperatura (ºC) 18.8 18.8 18.8 18.8 
 
En la preparación de una disolución diluida, la etapa más importante es calcular 
claramente el volumen de la alícuota que hay que tomar de la disolución estándar. 
Para ello se utiliza la siguiente expresión matemática: 
𝐶1𝑉1 = 𝐶2𝑉2 
CC 
𝐶2 =
(0.2𝑀) (25𝑚𝐿)
(50𝑚𝐿)
= 0.1 𝑀 𝐹𝑒3+ 
𝐶2 =
(0.002𝑀) (25𝑚𝐿)
(50𝑚𝐿)
= 0.001 𝑀 𝑆𝐶𝑁− 
SP1 
𝐶2 =
(0.2𝑀) (5𝑚𝐿)
(50𝑚𝐿)
= 0.02 𝑀 𝐹𝑒3+ 
 
𝐶2 =
(0.002𝑀) (25𝑚𝐿)
(50𝑚𝐿)
= 0.001 𝑀 𝑆𝐶𝑁− 
SP2 
𝐶2 =
(0.2𝑀) (5𝑚𝐿)
(45𝑚𝐿)
=
1
45
 𝑀 𝐹𝑒3+ 
𝐶2 =
(0.002𝑀) (25𝑚𝐿)
(45𝑚𝐿)
=
1
900
 𝑀 𝑆𝐶𝑁− 
 
Se calculó la constante ∅ de la Ley Lambert-Beer, se consideró la concentración del 
ion ferrotiocianato ll de la solución concentrada conocida (CC) que es igual a la 
concentración inicial del NaSCN. 
∅ =
𝐴
𝐶
=
0.849 𝐴
. 001𝑀
= 849 𝐴/𝑀 
Esto conduce a que todo el tiocianato de sodio reaccione con el nitrato de hierro. 
Se obtuvieron las concentraciones al equilibrio del ion ferrotiocianato ll de las 
soluciones problema 1 y 2. 
𝐶𝑖 =
𝐴𝑖
∅
 
𝐶1 =
0.652
849
= 7.68 × 10−4𝑀 𝐶2 =
0.750
849
= 8.83 × 10−4𝑀 
 
Posteriormente, se calculó los valores de la concentración en el equilibrio químico 
de cada especie para cada solución. 
CC 𝜉=0.001 
 𝐹𝑒3+ + 𝑆𝐶𝑁−1 ⇌ [𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁]+2 
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑜 0.1 M 0.001M 0 
𝛥 −𝜉 −𝜉 +𝜉 
𝐸𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 0.099M 0 0.001M 
 
 
SP1 𝜉=7.68 × 10−4 
 𝐹𝑒3+ + 𝑆𝐶𝑁−1 ⇌ [𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁]+2 
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑜 0.02 M 0.001M 0 
𝛥 −𝜉 −𝜉 +𝜉 
𝐸𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 1.92 × 10−2𝑀 2.32 × 10−4 𝑀 7.68 × 10−4 𝑀 
 
 
 
SP2 𝜉=8.83 × 10−4 
 𝐹𝑒3+ + 𝑆𝐶𝑁−1 ⇌ [𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁]+2 
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑜 1/45 M 1/900M 0 
𝛥 −𝜉 −𝜉 +𝜉 
𝐸𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 2.13 × 10−2 𝑀 2.28 × 10−4 𝑀 8.83 × 10−4 
Se calculó la constante de equilibrio (Kc) para cada solución con la siguiente 
ecuación: 
𝐾𝑐 =
𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁+2
[𝐹𝑒+3][𝑆𝐶𝑁−]
 
CC 
El valor de la constante de equilibrio para este caso fue de 0, puesto que todo el Fe3+ 
al estar en exceso provoca que toda la cantidad de tiocianato de sodio, el cual se 
compone de ion tiocianato, se consuma por completo, estableciendo un valor de 0 a 
la concentración del ion tiocianato que sustituyendo en la ecuación de la constante de 
equilibrio le concede un valor indefinido. 
 
Sp1 𝐾𝑐 =
7.68×10−4
[1.92×10−2][2.32×10−4]
= 172.41 
Sp2 𝐾𝑐 =
8.83×10−4
[2.13×10−2][2.28×10−4]
= 181.82 
 
Se evalúa ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 con la siguiente ecuación: 
∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −𝑅𝑇𝐼𝑛𝐾𝐶𝑒𝑞 
CC Al no obtener un valor para la constante de equilibrio, no se puede establecer un 
valor para la energía libre deGibbs. 
SP1 ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(291.95)𝐼𝑛(172.41) = −12500.15
𝐽
𝑚𝑜𝑙
= −12.500
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
SP2 ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(291.95)𝐼𝑛(181.82) = −12588.05
𝐽
𝑚𝑜𝑙
= −12.588
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
Los valores son similares porque los valores respectivos de cada constante de 
equilibrio son similares. La energía libre de Gibbs obtenida para la SP1 y la SP2 es 
negativa, esto quiere decir que la reacción es espontánea y va en dirección hacia 
los productos. 
 
 
Para finalizar los cálculos se calculó la desviación absoluta, primeramente sacando 
la media aritmética entre SP1 Y SP2: 
 
𝑥 =
−12.5 − 12.588
2
= −12.544 
 
|𝐴𝐺𝑆𝑝1 − 𝑥| = |−12.5 − (−12.544)| = 0.044 
|𝐴𝐺𝑆𝑝2 − 𝑥| = |−12.588 − (−12.544)| = 0.044 
 
𝑑𝑚𝑎 =
𝛴|𝐴𝐺 − 𝑥|
𝑛
= 
0.044 + 0.044
2
= 0.088% 
 
La desviación estándar absoluta nos indica que la práctica fue casi exacta, ambas 
sustancias tienen el mismo valor de desviación por lo que el equipo fue preciso al 
momento de realizar el método. 
 
Datos experimentales a evaluar. 
 
Caso/solución CC, Abs SP1, Abs SP2, Abs Temperatura (ºC) 
1 0.990 0.778 0.880 25.6 
2 0.430 0.359 0.371 21.0 
3 0.836 0.639 0.741 29.0 
 
Caso 1 
Se calculó la constante de equilibrio termodinámico: 
SP1 𝐾𝑐 =
7.85×10−4
[1.92×10−2][2.32×10−4]
= 183.34 
SP2 𝐾𝑐 =
8.88×10−4
[2.23×10−2][2.23×10−4]
= 178.57 
 
 
 
 
Se calculó para la energía libre de Gibbs: 
SP1 ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(298.75)𝐼𝑛(183.34) = −12.943
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
SP2 ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(298.75)𝐼𝑛(178.57) = −12.878
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
Se calculó el % de desviación estándar absoluto: 
SP1%𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
−12.943
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 −(−12.911
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
−12.911
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥 100% = 0.25% 
SP2%𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
−12.878
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 −(−12.911
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
−12.911
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥 100% = 0.26% 
 
Caso 2 
Se calculó la constante de equilibrio termodinámico: 
SP1 𝐾𝑐 =
8.34×10−4
[1.9×10−2][1.7×10−4]
= 258.20 
SP2 𝐾𝑐 =
8.62×10−4
[2.1×10−2][2.49×10−4]
= 164.85 
 
Se calculó para la energía libre de Gibbs: 
SP1 ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(294.15)𝐼𝑛(258.20) = −13.582
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
SP2 ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(294.15)𝐼𝑛(183.34) = −12.744
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
Se calculó el % de desviación estándar absoluto: 
SP1 %𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
−13.582
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 −(−13.163
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
−13.163
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥 100% = 3.18% 
SP2 %𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
−12.744
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 −(−13.163
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
−13.163
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥 100% = 3.18% 
 
Caso 3 
Se calculó la constante de equilibrio termodinámico: 
SP1 𝐾𝑐 =
7.64×10−4
[1.92×10−2][2.36×10−4]
= 168.60 
SP2 𝐾𝑐 =
8.86×10−4
[2.13×10−2][2.25×10−4]
= 184.87 
 
 
Se calculó para la energía libre de Gibbs: 
SP1 ∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(302.15)𝐼𝑛(168.60) = −12.895
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
SP2∆𝐺°𝑅𝑥𝑛 = −8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐽
(302.15)𝐼𝑛(184.87) = −13.112
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
Se calculó el % de desviación estándar absoluto: 
SP1 %𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
−12.895
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 −(−13.004
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
−13.003
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥 100% = 0.83% 
SP2 %𝑑𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
−13.112
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 −(−13.004
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
−13.004
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥 100% = 0.83% 
 
Al comparar los tres casos podemos observar que la práctica es precisa, el porcentaje 
de desviación estándar entra en los límites para que sea efectivo el método, cabe 
recalcar que el caso 3 fue el más preciso de todos al presentar un porcentaje 
aproximándose a cero. 
 
Conclusión 
Por medio de los datos experimentales se obtuvo que el valor de la energía libre de 
Gibbs para SP1 fue de -12.500
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 y para SP2 fue de -12.588
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
, recalcando que la 
reacción se dirige hacia los productos. Así mismo, presentó una desviación estándar 
absoluta de 0.088 %, por lo que el valor obtenido fue de gran exactitud al ser mínima 
la desviación. 
Analizando los datos propuestos al final de la práctica, se obtuvo que los valores de 
la energía libre de Gibbs muestran similitud en todos los casos. Del mismo modo el 
porcentaje de desviación fue mínimo, siendo en todos los casos (incluyendo el de la 
práctica) menor al 5 %. 
El valor dado en el caso 3 fue el más similar al de la práctica, aún siendo similar, el 
valor de la práctica fue ligeramente más exacto. 
Este nivel de exactitud se le puede atribuir al espectrofotómetro de la práctica, debido 
a que es un equipo que cuenta con un alto nivel de calibración. 
 
 
 
 
Anexo reporte preliminar 
 
 
 
 
 
Referencias. 
1. Soto, S. (2016). Conceptos Teóricos Energía Libre de Gibbs. abril 03, 2022, de 
Repositorio del Instituto Tecnológico de Costa Rica Sitio web: 
https://repositoriotec.tec.ac.cr/bitstream/handle/2238/10122/Conceptos%20Te
%C3%B3ricos_Energ%C3%ADa%20Libre%20de%20Gibbs.pdf?sequence=1
&isAllowed=y 
2. Pérez-Portuondo, Irasema, & Aguilera-Rodríguez, Isabel, & Casals-Hung, 
Magaly, & Ábalos-Rodríguez, Arelis, & Pérez-Silva, Rosa M. (2013). 
Evaluación mediante espectrofotometría UV-VIS derivativa de la degradación 
del 2-clorofenol. Revista Cubana de Química, XXV(3),318-327.[fecha de 
Consulta 3 de Abril de 2022]. ISSN: 0258-5995. Disponible en: 
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=443543736008 
3. Delgado, Daniel R., & Rodríguez, Gerson A., & Martínez, Jorge A., & Rojas, 
Jaime H., & Martínez, Fleming (2014). Validación de una metodología analítica 
empleando espectrofotometría ultravioleta para el estudio de la solubilidad de 
algunas sulfonamidas en mezclas cosolventes alcohol + agua. Revista 
Colombiana de Química, 43(3),31-40.[fecha de Consulta 3 de Abril de 2022]. 
ISSN: 0120-2804. Disponible en: 
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=309042140005 
4. Contreras Mota, Gabriel, & Lemuz López, Rafael, & Bautista Ramos, Cesar 
(2018). Pulse oximeter with Internet data visualization. Sistemas & Telemática, 
16(45),9-18.[fecha de Consulta 3 de Abril de 2022]. ISSN: 1692-5238. 
Disponible en: https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=411556006001 
 
 
 
 
https://repositoriotec.tec.ac.cr/bitstream/handle/2238/10122/Conceptos%20Te%C3%B3ricos_Energ%C3%ADa%20Libre%20de%20Gibbs.pdf?sequence=1&isAllowed=y
https://repositoriotec.tec.ac.cr/bitstream/handle/2238/10122/Conceptos%20Te%C3%B3ricos_Energ%C3%ADa%20Libre%20de%20Gibbs.pdf?sequence=1&isAllowed=y
https://repositoriotec.tec.ac.cr/bitstream/handle/2238/10122/Conceptos%20Te%C3%B3ricos_Energ%C3%ADa%20Libre%20de%20Gibbs.pdf?sequence=1&isAllowed=y
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=443543736008
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=309042140005
https://www.redalyc.org/articulo.oa?id=411556006001