12.3:

12.3: Entalpia della soluzione

Enthalpy of Solution

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Chemistry

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Enthalpy of Solution

12.2: Intermolecular Forces in Solutions

12.4: Aqueous Solutions and Heats of Hydration

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02:39 min

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September 24, 2020

Overview

Ci sono due criteri che favoriscono, ma non garantiscono, la formazione spontanea di una soluzione:

Una diminuzione dell’energia interna del sistema (un cambiamento esotermico, come discusso nel precedente capitolo sulla termochimica)
Una maggiore dispersione della materia nel sistema (che indica un aumento dell’entropia del sistema, come imparerai nel capitolo successivo sulla termodinamica)

Nel processo di dissoluzione, un cambiamento di energia interno spesso, ma non sempre, si verifica quando il calore viene assorbito o evoluto. Un aumento della dispersione della materia si verifica sempre quando una soluzione si forma dalla distribuzione uniforme delle molecole di soluto in un solvente.

La formazione spontanea della soluzione è favorita, ma non garantita, dai processi di dissoluzione esotermica. Mentre molti composti solubili si dissolvono, infatti, con il rilascio di calore, alcuni si dissolvono endotermicamente. Il nitrato di ammonio (NH₄NO₃) è uno di questi esempi e viene utilizzato per realizzare confezioni fredde istantanee per il trattamento delle lesioni. Un sacchetto d’acqua di plastica a parete sottile è sigillato all’interno di un sacchetto più grande con_{solido NH 4}NO_3. Quando il sacchetto più piccolo è rotto, si forma una soluzione di NH₄NO_3, assorbendo calore dall’ambiente circostante (l’area ferita a cui viene applicata la confezione) e fornendo un impacco freddo che diminuisce il gonfiore. Dissoluzione endotermica come questa richiedono un maggiore apporto energetico per separare la specie di soluto rispetto a quando i soluti vengono solvatati, ma sono comunque spontanei a causa dell’aumento del disturbo che accompagna la formazione della soluzione.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 11.1: The Dissolution Process.

Transcript

La dissoluzione di un soluto in una soluzione è un processo esotermico o endotermico. Quando l’idrossido di sodio si dissolve in acqua, il calore viene trasferito dalla soluzione all’acqua circostante, provocando un aumento della temperatura dell’acqua. Questo è un processo esotermico.

Nei processi endotermici, come la dissoluzione del cloruro di ammonio in acqua, il calore viene assorbito dalla soluzione provocando un abbassamento della temperatura dell’acqua. A pressione costante, il calore rilasciato o assorbito è detto variazione di entalpia. La formazione della soluzione ha tre fasi, ciascuna associata ad una corrispondente variazione di entalpia.

Il primo passo è la separazione delle particelle di soluto. Ciò richiede un input di energia per superare le forze attrattive fra le particelle di soluto. Il secondo passo è la separazione delle particelle di solvente.

Anche questo è e un passaggio endotermico poiché è necessaria l’energia per interrompere le forze di attrazione fra le particelle di solvente. La fase tre si verifica quando le particelle di soluto e solvente si mescolano. Questo passaggio è esotermico perché le interazioni attraenti fra particelle di soluto e particelle di solvente rilasciano energia.

Per un processo graduale, la legge di Hess afferma che la variazione di entalpia netta è la somma delle variazioni di entalpia in ogni fase. Il segno dell’entalpia netta dipende dalle grandezze delle entalpie dei componenti. Se la somma delle entalpie dei componenti è inferiore all’entalpia di miscelazione, la variazione di entalpia netta è negativa, e il processo di dissoluzione è esotermico.

Se la somma delle entalpie dei componenti è maggiore dell’entalpia di miscelazione, la variazione di entalpia è positiva e il processo di dissoluzione è endotermico. Se i due sono uguali, il calore non è né rilasciato, né assorbito. La formazione della soluzione è diversa da una reazione chimica.

Quando un soluto viene disciolto in un solvente, il cambiamento è fisico. Dopo l’evaporazione della soluzione, il soluto può essere recuperato. Al contrario, una reazione chimica altera le proprietà dei reagenti.

Quando l’idrossido di rame viene sciolto in acido cloridrico, l’evaporazione della soluzione non restituirà l’idrossido di rame. Otterremo invece come prodotto, il cloruro di rame.

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Entalpia di soluzione processo esotermico processo endotermico idrossido di sodio cloruro di ammonio variazione di entalpia formazione di soluzione particelle di soluto particelle di solvente forze attrattive legge di hess