Cambio de entalpía de solución - Enthalpy change of solution
La entalpía de la solución , la entalpía de la disolución o el calor de la solución es el cambio de entalpía asociado con la disolución de una sustancia en un disolvente a presión constante que da como resultado una dilución infinita.
La entalpía de la solución se expresa con mayor frecuencia en kJ / mol a temperatura constante. Se puede considerar que el cambio de energía consta de tres partes: la ruptura endotérmica de los enlaces dentro del soluto y dentro del solvente, y la formación de atracciones entre el soluto y el solvente. Una solución ideal tiene una entalpía de mezcla nula . Para una solución no ideal es una cantidad molar en exceso .
Energéticos
La disolución de la mayoría de los gases es exotérmica. Es decir, cuando un gas se disuelve en un solvente líquido, la energía se libera en forma de calor, calentando tanto el sistema (es decir, la solución) como los alrededores.
La temperatura de la solución eventualmente disminuye para igualar la del entorno. El equilibrio, entre el gas como una fase separada y el gas en solución, cambiará, según el principio de Le Châtelier, para favorecer que el gas se disuelva a medida que disminuye la temperatura (disminuir la temperatura aumenta la solubilidad de un gas).
Cuando se calienta una solución saturada de un gas, el gas sale de la solución. Cierto
Pasos en la disolución
Se puede considerar que la disolución se produce en tres pasos:
- Rompiendo atracciones soluto-soluto (endotérmico), ver, por ejemplo, energía de red U l en sales.
- Romper las atracciones solvente-solvente (endotérmica), por ejemplo, la de los enlaces de hidrógeno
- Formación de atracciones solvente-soluto (exotérmica), en solvatación .
El valor de la entalpía de solvatación es la suma de estos pasos individuales.
La disolución de nitrato de amonio en agua es endotérmica. La energía liberada por la solvatación de los iones de amonio y los iones de nitrato es menor que la energía absorbida al romper la red iónica de nitrato de amonio y las atracciones entre las moléculas de agua. La disolución de hidróxido de potasio es exotérmica, ya que durante la solvatación se libera más energía que la que se utiliza para romper el soluto y el disolvente.
Expresiones en forma diferencial o integral
Las expresiones del cambio de entalpía de disolución pueden ser diferenciales o integrales, en función de la relación de cantidades soluto-disolvente.
El cambio de disolución de la entalpía diferencial molar es:
donde ∂Δn i es la variación infinitesimal o diferencial del número de moles del soluto durante la disolución.
El calor integral de disolución se define para un proceso de obtención de una determinada cantidad de solución con una concentración final. El cambio de entalpía en este proceso, normalizado por el número molar de soluto, se evalúa como el calor integral molar de disolución . Matemáticamente, el calor de disolución integral molar se denota como:
El calor principal de disolución es el calor diferencial de disolución para obtener una solución infinitamente diluida.
Dependencia de la naturaleza de la solución.
La entalpía de mezcla de una solución ideal es cero por definición, pero la entalpía de disolución de no electrolitos tiene el valor de la entalpía de fusión o vaporización. Para soluciones no ideales de electrolitos , se conecta al coeficiente de actividad del soluto (s) y la derivada de temperatura de la permitividad relativa a través de la siguiente fórmula:
| Cambio de entalpía de solución para algunos compuestos seleccionados | ||
| ácido clorhídrico | -74,84 | |
| nitrato de amonio | +25.69 | |
| amoníaco | -30,50 | |
| hidróxido de potasio | -57,61 | |
| hidróxido de cesio | -71,55 | |
| cloruro de sodio | +3,87 | |
| cloruro de potasio | +41,38 | |
| ácido acético | -1,51 | |
| hidróxido de sodio | -44,50 | |
| Cambio de entalpía Δ H |
||
Ver también
- Propiedad molar aparente
- Entalpía de mezcla
- Calor de dilución
- Calor de fusión
- Energía de hidratación
- Energía reticular
- Ley de la dilución
- Solvacion
- Actividad termodinámica
- Equilibrio de solubilidad