Calor de solução: como é calculado, aplicações e exercícios - Ciência - 2023

Contente

• Como é calculado?
• -Expressão para entalpia
• Entalpia de solução
• Formulários
• Medições com o calorímetro
• Exercícios resolvidos
• -Exercício 1
• Solução
• -Exercício 2
• Solução
• Referências

o calor da solução ou entalpia de solução é o calor que é absorvido ou liberado durante o processo de dissolução de certa 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 prazoentalpia, leste é usado para se referir ao 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.

Como é calculado?

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 sobre ele 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 (V_F -V_ou) = -PΔV

-Expressão para entalpia

Se este resultado for substituído em ΔOU se obtem:

ΔU = Q - PΔV

Q = ΔU + PΔV = U_F - OU_ou + P (V_F –V_ou) = U_F + PV_F - (OU_ou + PV_ou )

A quantidade U + PV é chamado entalpia H, de maneira que:

Q = H_F - H_ou = ΔH

A entalpia é medida em joules, pois é energia.

Entalpia de solução

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 = H_solução - H_reagentes

Tanto na forma de entalpia padrão ΔH^ou, onde o resultado é em joule / mol

 ΔH^ou = H^ou_solução - H^ou_reagentes

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.

Formulários

Muitos compostos iônicos são solúveis em solventes polares, como 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 de 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 romper a rede iônica e formar íons gasosos, processo sempre endotérmico, pois a energia deve ser fornecida ao sólido para separá-lo em seus íons constituintes e levá-los ao estado gasoso.

Em contraste, 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.

Medições com o calorímetro

Na prática, é possível medir ΔH em um calorímetro, que consiste basicamente em um recipiente isolado equipado com um termômetro e uma haste agitadora.

Quanto ao recipiente, quase sempre se despeja água, que é o líquido calorimétrico por excelência, pois suas propriedades são a 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 determinado separadamente da reação e então levado 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 _calorímetroΔT = 0

De onde:

ΔH _solução = - m _Água . c _Água . ΔT - C _calorímetroΔT = -Q _Água - Q _calorímetro

E para obter a entalpia padrão:

- Massa do soluto: m_s

- Peso molecular do soluto: M_s

- Massa de água: m_Água

- Peso molecular da água: M_Água

- Capacidade de calor molar da água: C_{Água ; m}*

- Mudança de temperatura: ΔT

* C_PM de água é 75,291 J / mol. K

Exercícios resolvidos

-Exercício 1

A entalpia de formação do hidróxido de potássio sólido KOH é ΔH^ou = +426 KJ / mol, o da água líquida H₂Ou 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 ΔH^ou = -2011 kJ / mol. Com esses dados calcule a entalpia de solução de KOH em água.

Solução

- KOH se divide em seus componentes:

KOH_sólido → K_sólido + ½ O₂ + ½ H₂;  ΔH^ou = - 426 kJ / mol

- Forma-se água líquida:

½ O₂ + ½ H₂ → H₂OU_líquido;  ΔH^ou = -285,9 kJ / mol

- Agora você tem que formar a solução:

K_sólido + H₂O → ½ H₂ + KOH_aquoso ; ΔH^ou =-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 , como 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

-Exercício 2

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 dissolvido₂SW₄ em 100,34 g de água, a mudança de temperatura é 0,037 K. Calcule a entalpia padrão da solução para Na₂SW₄ a partir desses dados.

Solução

A entalpia padrão da solução é resolvida a partir da equação dada acima:

Para sulfato de sódio: M_s = 142,04 g / mol; m_s = 1.423 g

E para a água: m_Água = 100,34 g; M_Água = 18,02 g / mol; C_{água; m} = 75,291 J / K mol

ΔT = 0,037 K

C _calorímetro = 342,5 J / K

Referências

1. Cengel, Y. 2012. Thermodynamics. 7ª Ed. Mc.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Introduction to Physicochemistry: Thermodynamics. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, D. 2006. Física: Princípios com Aplicações. 6º .. Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, S. 2002. Fundamentals of Physicochemistry. Limusa. 152-155.
5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Física para Ciência e Engenharia. Volume 1. 7º. Ed. Cengage Learning. 553-567.