Solução aqueça como calculado, aplicações e exercícios

Ele Solução Calor o entalpia da solução é o calor que é absorvido ou desapegado 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 links que permitem a formação de novas substâncias. A energia que flui para que esses processos ocorram é calor, e a termoquímica é o ramo da ciência que é responsável por estudá -los.

Fonte: Pixnio.

Em relação ao termo Entalpía, isso É usado para chamar o fluxo de calor quando os processos químicos ocorrem sob condições de pressão constantes. A criação deste termo é atribuída ao físico holandês Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), o mesmo que descobriu a supercondutividade.

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Como é calculado?

Para encontrar a entalpia, é necessário começar a partir da primeira lei da termodinâmica, que considera que a variação na energia interna Δu de um sistema é devido ao calor absorvido por Q e o trabalho W feito nele por um agente externo:

ΔU = Q + W

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

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

W = -p (V_F -V_qualquer) = -PδV

-A expressão para entalpia

Se este resultado for substituído em δOU se obtem:

Δu = q - pδV

Q = δU + pδV = u_F - OU_qualquer + P (v_F -V_qualquer) = U_F + PV_F - ( OU_qualquer + PV_qualquer )

A quantidade U + pv É chamado de entalpía H, de maneira que:

Q = h_F - H_qualquer = ΔH

A entalpia é medida em Joules, pois é energia.

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Entalpia da solução

Os componentes iniciais de uma solução são solutos e solventes, e eles têm uma entalpia original. Quando esta solução for realizada, terá sua própria entalpia.

Nesse caso, você pode expressar a variação da entalpia em Joules como:

ΔH = h_solução - H_reagentes

Ou na forma de entalpia padrão ΔH^qualquer, Onde o resultado está em joule/mol

ΔH^qualquer = H^qualquer _solução - H^qualquer_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 comumente usadas. Agora, a entalpia da solução pode ser considerada como a contribuição de duas energias:

- Um para quebrar os links de solvente soluto e solvente

- O outro é o necessário na formação de links de novo solvente.

No caso da dissolução de um sal de água, é necessário conhecer o So -chamado Entalpia reticular do sólido e a Entalpia de hidratação Para formar a solução, no caso da água. Se não é sobre água, então é chamado Entalpia de solvatação.

O Entalpia reticular É a energia necessária para a ruptura da rede iônica e formar os íons gasosos, um processo que é 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, uma vez que os íons hidratados são mais estáveis ​​que os íons em um estado gasoso.

Dessa forma, a criação da solução pode ser exotérmica ou endotérmica.

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Medições com calorímetro

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

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

Calorímetro antigo usado por Lavoisier. Fonte: Gustavocarra [CC BY-SA 4.0 (https: // CreativeCommons.Org/licenças/BY-SA/4.0)].

É claro que os materiais de calorímetro também intervêm na troca de calor, além da água. Mas a capacidade calórica de todo o conjunto, chamado constante do calorímetro, pode ser determinado separadamente da reação e depois levar em consideração quando ocorrer.

O balanço energético 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:

Onde:

- Missa de Soluto: M_s

- Peso molecular do soluto: M_s

- Missa de água: M_água

- Peso molecular de água: M_água

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

- Mudança de temperatura: ΔT

*C_PM de água é 75.291 J/mol . K

Exercícios resolvidos

-Exercício 1

Entalpia de formação de potássio sólida koh é δH^qualquer = +426 kJ/mol, A água líquida h₂Ou é 285.9 kJ/mol.

Sabe -se também que quando o hidróxido de potássio metálico reage com água líquida, hidrogênio e δH^qualquer = -2011 KJ/mol. Com esses dados, calcule a endalpia da solução KOH na água.

Solução

- Koh está desinteressante em seus componentes:

Koh_sólido → k_sólido + ½ o₂ + ½ h₂;  ΔH^qualquer = - 426 kJ/mol

- A água líquida é formada:

Pode atendê -lo: ramos da física clássica e moderna

½ o₂ + ½ h₂ → h₂QUALQUER_Líquido;  ΔH^qualquer = -285.9 kJ/mol

- Agora você tem que formar a solução:

K_sólido + H₂O → ½ h₂ + Koh_aquoso ; ΔH^qualquer = -2011 KJ/mol

Observe que o sinal da entalpia de desintegração de Koh foi investido, o que se deve à lei do HESS: quando os reagentes se tornam produtos, a mudança de entalpia não depende das etapas seguidas e quando a equação é necessária para investir, como Nesse caso, mudanças de entalpia assinam.

O balanço energético é a soma algébrica das entalpias:

- 426 KJ/K - 285.9 KJ/mol - 2011 KJ/mol = -2722.9 KJ/mol/mol

-Exercício 2

A solução de dissolução para a próxima reação é determinada em um calorímetro de pressão constante e se sabe que a constante de calorímetro é 342.5 J/K. Quando 1 dissolver.423 g de sulfato de sódio na₂SW₄ em 100.34 g de água, a variação da temperatura é 0.037 K. Calcule a solução padrão de solução para o NA₂SW₄ A partir desses dados.

Solução

A entalpia padrão da solução é clara da equação previamente dada:

E é calculado com a ajuda dos seguintes dados tabulados:

Para sulfato de sódio: M_s = 142.04 g/mol; m_s = 1.423 g

E para 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, e. 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. 6º ... Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, s. 2002. Fundamentos da físico -química. Limusa. 152-155.
5. Serway, r., Jewett, J. (2008). Física para Ciência e Engenharia. Volume 1. 7º. Ed. Cengage Learning. 553-567.