O calor da solução ou entalpia de solução é o calor que é absorvido ou liberado durante o processo de dissolução de uma determinada quantidade do soluto no solvente, sob a condição de pressão constante.
Quando uma reação química ocorre, a energia é necessária tanto para formar quanto para quebrar as ligações que permitem a formação de novas substâncias. A energia que flui para que esses processos ocorram é o calor, e a termoquímica é o ramo da ciência responsável por estudá-los..
Em relação ao prazo entalpia, leste É usado para denotar o fluxo de calor quando os processos químicos ocorrem sob condições de pressão constante. A criação desse termo é atribuída ao físico holandês Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), o mesmo que descobriu a supercondutividade..
Índice do artigo
Para encontrar a entalpia, devemos partir da primeira lei da termodinâmica, que considera que a variação na energia interna ΔU de um sistema se deve ao calor absorvido Q e ao trabalho W feito nele por algum agente externo:
ΔU = Q + W
Onde o trabalho é a integral negativa sobre todo o volume do produto de pressão e variação diferencial de volume. Esta definição é equivalente à integral negativa do produto escalar da força e do vetor de deslocamento no trabalho mecânico:
Quando a condição de pressão constante mencionada acima é aplicada, P pode sair da integral; portanto, o trabalho é:
W = -P (VF -Vou) = -PΔV
Se este resultado for substituído em ΔOU se obtem:
ΔU = Q - PΔV
Q = ΔU + PΔV = UF - OUou + P (VF -Vou) = UF + PVF - ( OUou + PVou )
A quantidade U + PV é chamado entalpia H, de maneira que:
Q = HF - Hou = ΔH
A entalpia é medida em joules, pois é energia.
Os componentes iniciais de uma solução são soluto e solvente, e eles têm uma entalpia original. Quando essa dissolução ocorrer, ela terá sua própria entalpia.
Neste caso, a mudança de entalpia em joules pode ser expressa como:
ΔH = Hsolução - Hreagentes
Tanto na forma de entalpia padrão ΔHou, onde o resultado está em joule / mol
ΔHou = Hou solução - Houreagentes
Se a reação emite calor, o sinal de ΔH é negativo (processo exotérmico), se absorver calor (processo endotérmico) o sinal será positivo. E, naturalmente, o valor da entalpia da solução dependerá da concentração da solução final..
Muitos compostos iônicos são solúveis em solventes polares, como a água. Soluções de sal (cloreto de sódio) em água ou salmoura são de uso comum. Agora, a entalpia da solução pode ser considerada como a contribuição de duas energias:
- Um para quebrar as ligações soluto-soluto e solvente-solvente
- O outro é o necessário para a formação de novas ligações soluto-solvente..
No caso da dissolução de um sal iônico em água, é necessário conhecer os chamados entalpia de rede do sólido e a entalpia de hidratação para formar a solução, no caso da água. Se não for água, então é chamado entalpia de solvatação.
O entalpia de rede é a energia necessária para a quebra da rede iônica e formação dos íons gasosos, processo que é sempre endotérmico, pois a energia deve ser fornecida ao sólido para separá-lo em seus íons constituintes e levá-los ao estado gasoso.
Por outro lado, os processos de hidratação são sempre exotérmicos, uma vez que os íons hidratados são mais estáveis do que os íons no estado gasoso..
Desta forma, a criação da solução pode ser exotérmica ou endotérmica, dependendo se a quebra da rede iônica do soluto requer mais ou menos energia do que a hidratação fornece..
Na prática, é possível medir ΔH em um calorímetro, que consiste basicamente em um recipiente isolado equipado com um termômetro e uma haste de agitação.
Quanto ao recipiente, quase sempre se despeja água, que é o líquido calorimétrico por excelência, pois suas propriedades são referência universal para todos os líquidos..
Claro que os materiais do calorímetro também estão envolvidos na troca de calor, além da água. Mas a capacidade calórica de todo o conjunto, chamada constante calorímetro, pode ser determinada separadamente da reação e então levada em consideração quando ela ocorre.
O balanço de energia é o seguinte, lembrando a condição de que não há vazamentos de energia no sistema:
ΔH solução + ΔH Água + C calorímetro ΔT = 0
De onde:
ΔH solução = - m Água . c Água . ΔT - C calorímetro ΔT = -Q Água - Q calorímetro
E para obter a entalpia padrão:
- Massa do soluto: ms
- Peso molecular do soluto: Ms
- Massa de água: mÁgua
- Peso molecular da água: MÁgua
- Capacidade de calor molar da água: CÁgua ; m*
- Mudança de temperatura: ΔT
* CPM de água é 75,291 J / mol. K
A entalpia de formação do hidróxido de potássio sólido KOH é ΔHou = +426 KJ / mol, o da água líquida HdoisOu é 285,9 kJ / mol.
Além disso, sabe-se que quando o hidróxido de potássio metálico reage com a água líquida, o hidrogênio e o ΔHou = -2011 kJ / mol. Com esses dados, calcule a entalpia de solução de KOH em água.
- O KOH se divide em seus componentes:
KOHsólido → Ksólido + ½ Odois + ½ Hdois; ΔHou = - 426 kJ / mol
- Água líquida é formada:
½ Odois + ½ Hdois → HdoisOUlíquido; ΔHou = -285,9 kJ / mol
- Agora você tem que formar a solução:
Ksólido + HdoisO → ½ Hdois + KOHaquoso ; ΔHou = -2011 kJ / mol
Observe que o sinal da entalpia de desintegração do KOH foi invertido, o que se deve à Lei de Hess: quando os reagentes são convertidos em produtos, a variação da entalpia não depende dos passos seguidos e quando a equação precisa ser invertida, pois neste caso, a entalpia muda de sinal.
O balanço de energia é a soma algébrica das entalpias:
- 426 kJ / K - 285,9 kJ / mol - 2011 kJ / mol = -2722,9 kJ / mol
A entalpia da solução para a próxima reação é determinada em um calorímetro de pressão constante e a constante do calorímetro é conhecida como 342,5 J / K. Quando 1.423 g de sulfato de sódio Na é dissolvidodoisSW4 em 100,34 g de água, a mudança de temperatura é 0,037 K. Calcule a entalpia padrão da solução para NadoisSW4 a partir desses dados.
A entalpia padrão da solução é resolvida a partir da equação dada acima:
Para sulfato de sódio: Ms = 142,04 g / mol; ms = 1.423 g
E para a água: mÁgua = 100,34 g; MÁgua = 18,02 g / mol; Cágua; m = 75,291 J / K mol
ΔT = 0,037 K
C calorímetro = 342,5 J / K
Ainda sem comentários