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.

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.

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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:

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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.

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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.

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.

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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.

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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:

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– 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:

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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

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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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