CĂLDURA SOLUȚIEI: MODUL ÎN CARE ESTE CALCULAT, APLICAȚIILE ȘI EXERCIȚIILE - FIZIC - 2025

Căldura soluției sau entalpia soluției este căldura care este absorbită sau eliberată în timpul procesului de dizolvare a unei anumite cantități de solutului în solvent, sub condiția presiune constantă.

Când are loc o reacție chimică, energia este necesară atât pentru formarea, cât și pentru ruperea legăturilor care permit formarea de noi substanțe. Energia care curge pentru ca aceste procese să aibă loc este căldura, iar termochimia este ramura științei care este responsabilă de studierea lor.

Sursa: Pixnio.

În ceea ce privește termenul de entalpie, este utilizat pentru a face referire la fluxul de căldură atunci când procesele chimice apar în condiții de presiune constantă. Creația acestui termen este atribuită fizicianului olandez Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), același care a descoperit supraconductivitatea.

Cum se calculează?

Pentru a găsi entalpia, trebuie să pornim de la prima lege a termodinamicii, care consideră că variația energiei interne ΔU a unui sistem se datorează căldurii absorbite Q și a lucrărilor W realizate de un agent extern:

În cazul în care munca este integrala negativă pe întregul volum al produsului de presiune și modificarea diferențială a volumului. Această definiție este echivalentă cu integrala negativă a produsului scalar al forței și a vectorului de deplasare în lucrul mecanic:

Când se aplică condiția de presiune constantă menționată mai sus, P poate ieși din integrală; prin urmare, jobul este:

-Expresie pentru entalpie

Dacă acest rezultat este substituit în Δ U obținem:

Cantitatea U + PV se numește entalpie H, astfel încât:

Entalpia este măsurată în jouli, deoarece este energie.

Entalpie cu soluție

Componentele inițiale ale unei soluții sunt solutul și solventul și au o entalpie originală. Când are loc această dizolvare, va avea propria entalpie.

În acest caz, modificarea entalpiei în joule poate fi exprimată astfel:

Fie în formă de entalpie standard ΔH ^o , unde rezultatul este în joule / mol

Dacă reacția degajă căldură, semnul ΔH este negativ (proces exotermic), dacă absoarbe căldură (proces endotermic) semnul va fi pozitiv. Și în mod natural, valoarea entalpiei soluției va depinde de concentrația soluției finale.

Aplicații

Mulți compuși ionici sunt solubili în solvenți polari, cum ar fi apa. Soluțiile de sare (clorură de sodiu) în apă sau saramură sunt utilizate frecvent. Acum, entalpia soluției poate fi considerată contribuția a două energii:

- Una pentru a rupe legăturile solut-solut și solvent-solvent

- Celălalt este cel necesar în formarea de noi legături solut-solvent.

În cazul dizolvării unei sări ionice în apă, este necesară cunoașterea așa-numitei entalpii reticulare a solidului și entalpia de hidratare pentru a forma soluția, în cazul apei. Dacă nu este apă, atunci se numește entalpia solvării.

Entalpia de zăbrele este energia necesară pentru descompunerea rețelei ionice și formează ionii gazoși, un proces care este întotdeauna endoterm, deoarece energia trebuie furnizată solidului pentru a-l separa în ionii săi constituenți și a-i aduce la starea gazoasă.

Pe de altă parte, procesele de hidratare sunt întotdeauna exoterme, deoarece ionii hidratați sunt mai stabili decât ionii în stare gazoasă.

În acest fel, crearea soluției poate fi exotermă sau endotermică, în funcție de faptul că descompunerea zăcământului ionic al solutului necesită mai multă sau mai puțină energie decât oferă hidratarea.

Măsurători cu calorimetrul

În practică este posibilă măsurarea ΔH într-un calorimetru, care constă practic dintr-un recipient izolat echipat cu un termometru și o tijă de agitare.

În ceea ce privește recipientul, apa este turnată aproape întotdeauna în el, care este lichidul calorimetric prin excelență, deoarece proprietățile sale sunt referința universală pentru toate lichidele.

Calorimetru vechi folosit de Lavoisier. Sursa: Gustavocarra.

Desigur, materialele calorimetrului sunt implicate și în schimbul de căldură, pe lângă apă. Dar capacitatea de căldură a întregului ansamblu, numită constantă calorimetrică, poate fi determinată separat de reacție și apoi luată în considerare atunci când are loc.

Bilanțul energetic este următorul, amintind condiția ca în sistem să nu existe scurgeri de energie:

- Se formează apă lichidă:

½ O ₂ + ½ H ₂ → H ₂ O _lichid ; Δ H ^o = -285,9 kJ / mol

- Acum trebuie să formați soluția:

_Solid K + H ₂ O → ½ H ₂ + _apos KOH ; Δ H ^o = -2011 kJ / mol

Rețineți că semnul entalpiei de dezintegrare a KOH a fost inversat, ceea ce se datorează Legii lui Hess: atunci când reactanții sunt convertiți în produse, modificarea entalpiei nu depinde de etapele urmate și când ecuația trebuie inversată , ca în acest caz, entalpia schimbă semnul.

Echilibrul energetic este suma algebrică a entalpiilor:

-Exercitiul 2

Entalpia soluției pentru următoarea reacție este determinată într-un calorimetru la presiune constantă, iar constanta calorimetrică este cunoscută a fi 342,5 J / K. Când 1,423 g de sulfat de sodiu Na ₂ SO _{4 se} dizolvă în 100.34 g apă, modificarea temperaturii 0.037 K. Se calculează entalpia standard soluție Na ₂ SO ₄ din aceste date.

Soluţie

Entalpia standard a soluției este rezolvată din ecuația dată mai sus:

Pentru sulfat de sodiu: M _s = 142,04 g / mol; m _s = 1.423 g

Și pentru apă: m _apă = 100,34 g; M _apă = 18,02 g / mol; _Apă C _{; m} = 75,291 J / K mol

Δ T = 0,037 K

_Calorimetru C = 342,5 J / K

Referințe

1. Cengel, Y. 2012. Termodinamica. Ediția a 7-a Ed. Mc.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Introducere în fizicochimie: termodinamică. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, D. 2006. Fizică: Principii cu aplicații. Al 6-lea .. Sala Ed Prentice. 384-391.
4. Maron, S. 2002. Fundamentele fizico-chimiei. Limusa. 152-155.
5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Fizică pentru știință și inginerie. Volumul 1. 7. Ed. Cengage Learning. 553-567.