Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios

O calor da solução é uma grandeza termodinâmica que representa a quantidade de energia térmica liberada ou absorvida durante o processo de dissolução de um soluto em um solvente. Neste artigo, exploraremos como o calor da solução é calculado, suas aplicações práticas em diversas áreas, como química, farmacologia e indústria, e apresentaremos alguns exercícios para ajudar na compreensão desse conceito fundamental da termodinâmica. Aprofundando nosso conhecimento sobre o calor da solução, poderemos entender melhor os processos de dissolução e suas implicações no mundo real.

Fórmula para calcular calor em um sistema de forma eficaz e precisa.

Para calcular o calor em um sistema, é importante utilizar a fórmula correta. A fórmula que nos permite calcular o calor é a seguinte:

Q = mcΔT

Onde:

Q representa a quantidade de calor transferida para o sistema;

m é a massa do sistema;

c é a capacidade térmica do material que compõe o sistema;

E ΔT é a variação de temperatura do sistema.

Para utilizar a fórmula corretamente, é importante garantir que as unidades de medida estejam de acordo. A massa deve estar em quilogramas, a capacidade térmica em J/kgºC e a variação de temperatura em graus Celsius.

Para calcular o calor da solução, é importante aplicar essa fórmula de maneira correta. O calor da solução pode ser calculado considerando a quantidade de calor transferida para a solução durante um processo de dissolução ou reação química.

O calor da solução tem diversas aplicações em química e em processos industriais. Ele pode ser utilizado para determinar a entalpia de uma reação química, para controlar a temperatura de um sistema ou para otimizar processos de fabricação.

Para fixar o conceito, é importante realizar exercícios práticos que envolvam o cálculo do calor da solução. Exercícios podem ajudar a compreender melhor a fórmula e a sua aplicação em diferentes situações.

É importante aplicar corretamente a fórmula e realizar exercícios práticos para fixar o conhecimento.

Como é feito o cálculo do calor em sistemas termodinâmicos?

O cálculo do calor em sistemas termodinâmicos é feito através da aplicação da primeira lei da termodinâmica, que diz que a variação de energia interna de um sistema é igual à diferença entre o calor trocado com o meio externo e o trabalho realizado pelo sistema. Em outras palavras, o calor é calculado pela diferença entre a energia fornecida ao sistema e a energia que ele produz em forma de trabalho.

Para calcular o calor da solução, é necessário levar em consideração a quantidade de substância presente na solução e a variação de temperatura. A fórmula utilizada é Q = m * c * ∆T, onde Q representa o calor, m é a massa da substância, c é o calor específico da substância e ∆T é a variação de temperatura.

O calor da solução é um parâmetro importante em diversas aplicações, como na indústria química, na medicina e na engenharia de alimentos. Ele pode ser utilizado para determinar a capacidade térmica de um material, para calcular a quantidade de energia necessária para aquecer ou resfriar uma substância, ou para monitorar reações químicas.

Para entender melhor como calcular o calor da solução, vamos resolver um exercício simples. Suponha que temos uma solução aquosa com massa de 200g e calor específico de 4,18 J/g°C. Se a temperatura da solução aumentar de 20°C para 30°C, qual será a quantidade de calor absorvida pela solução?

Aplicando a fórmula Q = m * c * ∆T, temos Q = 200g * 4,18 J/g°C * (30°C – 20°C) = 200g * 4,18 J/g°C * 10°C = 8360 J.

Portanto, a quantidade de calor absorvida pela solução será de 8360 Joules.

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Como determinar a quantidade de calor em uma reação química de forma eficiente.

Para determinar a quantidade de calor em uma reação química de forma eficiente, é fundamental utilizar a equação da variação de entalpia, também conhecida como equação de calor. Essa equação considera a diferença entre a entalpia dos produtos e dos reagentes da reação, permitindo calcular o calor envolvido no processo.

Para calcular o calor da solução, é necessário considerar a quantidade de substância envolvida na reação, a temperatura inicial e final da solução, a capacidade térmica da solução e o calor específico da substância em questão. Esses dados são essenciais para determinar a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação química.

Uma forma eficiente de calcular o calor da solução é utilizando a fórmula Q = m*c*ΔT, onde Q representa o calor, m a massa da substância, c o calor específico da substância e ΔT a variação de temperatura. Essa fórmula permite determinar a quantidade de calor envolvida na reação de forma precisa e rápida.

Após calcular o calor da solução, é possível aplicar esse conhecimento em diversas áreas, como na indústria química, na produção de alimentos e na medicina. Compreender a quantidade de calor envolvida em uma reação química é essencial para garantir a eficiência e a segurança dos processos.

Para fixar o conteúdo, é recomendável realizar exercícios práticos que envolvam o cálculo do calor da solução. Dessa forma, é possível aprimorar as habilidades de cálculo e compreender melhor a importância do calor em reações químicas.

Onde a calorimetria é utilizada em diferentes áreas do conhecimento e da indústria.

A calorimetria é uma área da física que estuda as trocas de calor entre corpos e sistemas. Ela é amplamente utilizada em diversas áreas do conhecimento e da indústria, como na química, na engenharia, na medicina, na alimentação e na climatologia.

Na química, a calorimetria é fundamental para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida em reações químicas, auxiliando na determinação de entalpias de reação e na previsão de comportamentos termodinâmicos de substâncias. Na engenharia, a calorimetria é aplicada no dimensionamento de equipamentos de troca de calor, como trocadores de calor e condensadores.

Na medicina, a calorimetria é utilizada para estudar o metabolismo humano, calculando a quantidade de energia que um indivíduo gasta em repouso ou durante atividades físicas. Na alimentação, a calorimetria é importante para determinar o valor energético dos alimentos, auxiliando no planejamento de dietas e na avaliação nutricional.

Na climatologia, a calorimetria é empregada para estudar os padrões de circulação atmosférica e o balanço energético da Terra, contribuindo para a compreensão das mudanças climáticas e dos fenômenos meteorológicos.

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios

O calor da solução é a quantidade de calor que é absorvida ou liberada quando uma determinada quantidade de soluto é dissolvida em um solvente. Esse calor pode ser calculado utilizando a fórmula:

q = m * c * ΔT

Onde:
q é o calor da solução,
m é a massa do solvente,
c é o calor específico do solvente,
ΔT é a variação de temperatura.

O calor da solução tem diversas aplicações práticas, como no desenvolvimento de processos de dissolução de substâncias, na calibração de termômetros e na determinação de constantes termodinâmicas de soluções. Para fixar o conteúdo, é importante realizar exercícios que envolvam o cálculo do calor da solução.

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios

O calor da solução ou entalpia da solução é o calor que é absorvido ou liberado durante o processo de dissolução de uma certa quantidade do soluto no solvente, sob a condição de pressão constante.

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Quando ocorre uma reação química, é necessária energia para formar e quebrar 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.

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios 1

Fonte: Pixnio

Quanto ao termo entalpia, é usado para se referir ao fluxo de calor quando processos químicos ocorrem sob condições de pressão constante. A criação deste termo é atribuída ao físico holandês Heike Kamerlingh Onnes (1853 – 1926), 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 realizado por algum agente externo:

ΔU = Q + W

Onde o trabalho é a integral negativa sobre todo o volume do produto da pressão pela variação diferencial de volume. Esta definição é equivalente à integral negativa do produto da força escalar pelo vetor de deslocamento no trabalho mecânico:

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios 2

Quando a condição de pressão constante mencionada acima é aplicada, P pode sair fora da integral; Portanto, o trabalho é:

W = -P (V f -V o ) = -PΔ V

-Expressão para entalpia

Se este resultado é substituído em Δ L é obtido:

ΔU = Q – PΔ V

Q = ΔU + PΔV = U f – U ou + P (V f –V o ) = U f + PV f – (U o + PV o )

A quantidade U + PV é chamada entalpia H , de modo que:

Q = H f – H o = Δ H

A entalpia é medida em joules, uma vez que se trata de energia.

Entalpia da solução

Os componentes iniciais de uma solução são soluto e solvente e possuem uma entalpia original. Quando essa dissolução ocorrer, ela terá sua própria entalpia.

Nesse caso, a variação da entalpia em joules pode ser expressa como:

ΔH = solução H – reagentes H

Ou na forma padrão de entalpia ΔH ou , quando o resultado estiver em joule / mol

ΔH o = H ou solução – H ou reagentes

Se a reação liberar 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.

Aplicações

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. No entanto, 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 requerido na formação de novas ligações solvente-solvente.

No caso da dissolução de um sal iônico na água, é necessário conhecer a chamada entalpia reticular do sólido e a entalpia de hidratação para formar a solução, no caso da água. Se não é água, é chamada entalpia da solvatação .

A entalpia reticular é a energia necessária para a ruptura da rede iônica e formação dos íons gasosos, um processo sempre endotérmico, uma vez que 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, pois os íons hidratados são mais estáveis ​​que os íons gasosos.

Dessa maneira, a criação da solução pode ser exotérmica ou endotérmica, dependendo se a ruptura da rede iônica do soluto requer mais ou menos energia do que a hidratação fornece.

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Medições com o calorímetro

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

Quanto ao recipiente, quase sempre é derramada água, que é o líquido calorimétrico por excelência, pois suas propriedades são a referência universal para todos os líquidos.

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios 3

Antigo calorímetro usado por Lavoisier. Fonte: Gustavocarra [CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)].

É claro que os materiais do calorímetro também interferem 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 depois levada em consideração quando ocorre.

O balanço de energia é o seguinte, lembrando a condição de que não há vazamento de energia no sistema:

Δ H soluo + Δ H água + C calorímetro Δ t = 0

De onde:

Δ H solução = – m água . c água . Δ T – C calorímetro Δ T = -Q água – Q calorímetro

E para obter a entalpia padrão:

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios 2

– 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: água C ; m *

– Mudança de temperatura: ΔT

* CP , m de água é 75.291 J / mol. K

Exercícios resolvidos

-Exercício 1

A entalpia de formação de um sólido de KOH é hidróxido de potássio Δ H ou = 426 kJ / mol , que de água líquida H 2 O é 285,9 kJ / mol .

Sabe-se também que quando o hidróxido de potássio metálico reage com hidrogénio e água líquida resultante Δ H ou = -2011 kJ / mol . Com estes dados calcule a entalpia da solução de KOH na água.

Solução

– O KOH é dividido em seus componentes:

KOH sólido → K sólido + ½ O 2 + ½ H 2 ;Δ H ou = – 426 kJ / mol

– Água líquida é formada:

½ O 2 + ½ H 2 → H 2 O líquido ;Δ H ou = -285,9 kj / mol

– Agora temos que moldar a solução:

K sólido + H 2 O → ½ H 2 + KOH aquoso ;Δ H ou = -2011 kJ / mol

Observe que o sinal da entalpia de desintegração do KOH foi revertido, o que é devido à Lei de Hess: quando os reagentes se tornam produtos, a alteração da entalpia não depende dos passos dados e quando a equação precisa ser revertida , como neste caso, a entalpia muda de sinal.

O balanço energético é a soma algébrica de 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 sabe-se que a constante do calorímetro é 342,5 J / K. Quando 1,423 g de sulfato de sódio dissolvido Na 2 SO 4 , em 100,34 g de água, a variação de temperatura é 0037 K. calcula a entalpia padrão de solução para o Na 2 SO 4 a partir destes dados.

Solução

A entalpia padrão da solução é eliminada da equação dada acima:

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios 2

Para sulfato de sódio: M s = 142,04 g / mol; m s = 1.423 g

E para a água: m água = 100,34 g; Água M = 18,02 g / mol; C água; m = 75,291 J / K mol

ΔT = 0,037 K

Calorímetro C = 342,5 J / K

Calor da solução: como é calculado, aplicações e exercícios 6

Referências

  1. Cengel, Y. 2012. Termodinâmica. 7ª Ed. Mc.Graw Hill. 782 – 790
  2. Engel, T. 2007. Introdução à Físico-Química: Termodinâmica. Pearson Education 63-78.
  3. Giancoli, D. 2006. Física: Princípios com Aplicações. 6 th .. Ed Prentice Hall. 384-391.
  4. Maron, S. 2002. Fundamentos de Físico-Química. Limusa 152-155.
  5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Física para Ciências e Engenharia. Volume 1. 7 ma . Ed. Cengage Learning. 553-567.

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