- Com es calcula?
- -La expressió per a la entalpia
- Entalpia de solució
- aplicacions
- Mesuraments amb el calorímetre
- -Exercici 2
- solució
- referències
El calor de solució o entalpia de solució és la calor que s'absorbeix o es desprèn durant el procés de dissolució de certa quantitat de l'solut en el solvent, sota la condició de pressió constant.
Quan una reacció química té lloc, es requereix d'energia tant per a formar com per trencar enllaços que permeten la formació de noves substàncies. L'energia que flueix perquè aquests processos tinguin lloc és la calor, i la termoquímica és la branca de la ciència que s'encarrega d'estudiar-los.
Font: Pixnio.
Pel que fa a el terme entalpia, aquest s'utilitza per a denominar el flux de calor quan els processos químics ocorren sota condicions de pressió constant. Se li atribueix la creació d'aquest terme a l'físic holandès Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), el mateix que va descobrir la superconductivitat.
Com es calcula?
Per trobar l'entalpia cal partir de la primera llei de la termodinàmica, la qual considera que la variació en l'energia interna ΔU d'un sistema es deu a la calor absorbida Q i a la feina W fet sobre ell per algun agent extern:
On el treball és la integral negativa sobre tot el volum del producte de la pressió pel canvi diferencial de volum. Aquesta definició és equivalent a la integral negativa del producte escalar de la força pel vector desplaçament a la feina mecànic:
Quan s'aplica la condició de pressió constant esmentada anteriorment, P pot sortir fora de la integral; per tant el treball és:
-La expressió per a la entalpia
Si se substitueix aquest resultat en Δ U s'obté:
La quantitat U + PV s'anomena entalpia H, de manera que:
L'entalpia es mesura en joules, ja que es tracta d'energia.
Entalpia de solució
Els components inicials d'una dissolució són solut i solvent, i ells tenen una entalpia original. A l'dur-se a terme aquesta dissolució, aquesta tindrà la seva pròpia entalpia.
En aquest cas, es pot expressar la variació de l'entalpia en joules com:
O bé en la forma d'entalpia estàndard ΔH o, on el resultat és a joule / mol
Si la reacció desprèn calor, el signe de ΔH és negatiu (procés exotèrmic), si absorbeix calor (procés endotèrmic) el signe serà positiu. I naturalment, el valor de l'entalpia de solució dependrà de la concentració de la solució final.
aplicacions
Molts compostos iònics són solubles en dissolvents polars, com l'aigua. Dissolucions de sal (clorur de sodi) en aigua o salmorra, són d'ús comú. Ara bé, l'entalpia de la solució pot considerar-se com la contribució de dues energies:
- Una per trencar els enllaços solut-solut i solvent-solvent
- L'altra és la requerida en la formació d'enllaços nous solut-solvent.
Tractant-se de la dissolució d'una sal iònica en aigua, es requereix conèixer l'anomenada entalpia reticular de l'sòlid i l'entalpia d'hidratació per formar la solució, en el cas de l'aigua. Si no es tracta d'aigua, llavors s'anomena entalpia de solvatació.
L'entalpia reticular és l'energia necessària per a la ruptura de la xarxa iònica i formar els ions gasosos, un procés que sempre és endotèrmic, ja que s'ha de subministrar energia a l'sòlid per separar-lo en els seus ions constituents i portar-los a l'estat gasós.
En canvi els processos d'hidratació sempre són exotèrmics, ja que els ions hidratats són més estables que els ions en estat gasós.
D'aquesta manera, la creació de la solució pot ser exotèrmica o endotèrmica, depenent de si la ruptura de la xarxa iònica de l'solut requereix més o menys quantitat d'energia de la que aporta la hidratació.
Mesuraments amb el calorímetre
A la pràctica és possible mesurar ΔH en un calorímetre, el qual consisteix bàsicament en un recipient aïllat proveït d'un termòmetre i una vareta agitadora.
Pel que fa a l'recipient, en ell gairebé sempre s'aboca aigua, que és el líquid calorimètric per excel·lència, ja que les seves propietats són la referència universal per a tots els líquids.
Calorímetre antic utilitzat per Lavoisier. Font: Gustavocarra.
Per descomptat els materials de l'calorímetre també intervenen en l'intercanvi de calor, a més de l'aigua. Però la capacitat calòrica de tot el conjunt, anomenada constant de l'calorímetre, pot determinar-se per separat de la reacció i després de tenir en compte quan aquesta tingui lloc.
El balanç energètic és el següent, recordant la condició que no hi ha fuites d'energia en el sistema:
- Es conforma l'aigua líquida:
½ O 2 + ½ H 2 → H 2 O líquida; Δ H o = -285.9 kJ / mol
- Ara cal conformar la solució:
K sòlid + H 2 O → ½ H 2 + KOH aquós; Δ H o = -2011 kJ / mol
Cal observar que el signe de l'entalpia de disgregació de l'KOH s'ha invertit, la qual cosa es deu a la Llei d'Hess: quan els reactius es converteixen en productes, el canvi d'entalpia no depèn dels passos seguits i quan es necessita invertir l'equació, com en aquest cas, l'entalpia canvia de signe.
El balanç energètic és la suma algebraica de les entalpies:
-Exercici 2
L'entalpia de dissolució per a la següent reacció es determina en un calorímetre a pressió constant i se sap que la constant de l'calorímetre és 342.5 J / K. Quan es dissolen 1.423 g de sulfat de sodi Na 2 SO 4 a 100.34 g d'aigua, la variació de temperatura és de 0.037 K. Calculeu l'entalpia estàndard de solució per al Na 2 SO 4 a partir d'aquestes dades.
solució
L'entalpia estàndard de la solució es buida de l'equació donada amb anterioritat:
Per al sulfat de sodi: M s = 142.04 g / mol; m s = 1.423 g
I per a l'aigua: m aigua = 100.34 g; M aigua = 18.02 g / mol; C aigua; m = 75.291 J / K mol
Δ T = 0.037 K
C calorímetre = 342.5 J / K
referències
- Cengel, I. 2012.Termodinámica. 7dt Ed. Mc.Graw Hill. 782-790
- Engel, T. 2007. Introducció a la fisicoquímica: termodinàmica. Pearson Education. 63-78.
- Giancoli, D. 2006. Physics: Principles with Applications. 6th.. Ed Prentice Hall. 384-391.
- Maron, S. 2002. Fonaments de Fisicoquímica. Limusa. 152- 155.
- Serway, R., Jewett, J. (2008). Física per a Ciències i Enginyeria. Volum 1. 7dt. Ed. Cengage Learning. 553-567.