12.3:

12.3: Entalpia de Soluções

Enthalpy of Solution

JoVE Core
Chemistry

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JoVE Core Chemistry

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

Existem dois critérios que favorecem, mas não garantem, a formação espontânea de uma solução:

Uma diminuição da energia interna do sistema (uma alteração exotérmica, tal como discutido no capítulo anterior sobre termoquímica)
Uma maior dispersão de matéria no sistema (o que indica um aumento da entropia do sistema, como irá aprender mais tarde no capítulo sobre termodinâmica)

No processo de dissolução, uma mudança de energia interna ocorre frequentemente, mas nem sempre, à medida que o calor é absorvido ou evoluído. Um aumento na dispersão da matéria resulta sempre quando uma solução se forma a partir da distribuição uniforme de moléculas de soluto ao longo de um solvente.

A formação espontânea da solução é favorecida, mas não garantida, pelos processos de dissolução exotérmica. Embora muitos compostos solúveis se dissolvam com a libertação de calor, alguns dissolvem-se endotermicamente. O nitrato de amónio (NH₄NO₃) é um desses exemplos e é utilizado para fazer embalagens frias instantâneas para tratar lesões. Um saco de plástico de paredes finas com água é selado dentro de um saco maior com NH₄NO₃ sólido. Quando o saco menor é quebrado, forma-se uma solução de NH₄NO₃, absorvendo calor das imediações (a área lesionada à qual o pacote é aplicado) e fornecendo uma compressa fria que diminui o inchaço. As dissoluções endotérmicas, como esta, requerem maior entrada de energia para separar a espécie de soluto do que a que é recuperada quando os solutos são solvatados, mas são espontâneas, porém, devido ao aumento da desordem que acompanha a formação da solução.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 11.1: The Dissolution Process.

Transcript

Dissolução de um soluto numa solução ou é um exotérmico ou um processo endotérmico. Quando hidróxido de sódio dissolve-se na água, o calor é transferido a partir da solução para a água circundante causando a temperatura da água a aumentar. Este é um processo exotérmico.

Em processos endotérmicos, tais como cloreto de amônio dissolvente na água, o calor é absorvido pela solução causadora a temperatura de a água a diminuir. Sob pressão constante, o calor libertado ou absorvido é chamado de a mudança de entalpia. Formação de soluções tem três passos, cada um associado a uma mudança de entalpia correspondente.

O primeiro passo é a separação das partículas de soluto. Isto requer um input de energia a superar as forças atrativas entre as partículas do soluto. O segundo passo é a separação das partículas do solvente.

Isto é também um passo endotérmico uma vez que a energia é necessária para perturbar as forças atrativas entre as partículas do solvente. O terceiro passo ocorre quando as partículas de soluto e o solvente se misturam. Este passo é exotérmico porque as interações atrativas entre partículas de soluto e partículas de solvente liberam energia.

Para um passo em frente processo, Lei de Hess afirma que a mudança de entalpia líquida é a soma das alterações de entalpia em cada passo. O sinal da rede a entalpia depende sobre as magnitudes das entalpias dos componentes. Se a soma das entalpias de componentes é menor do que a entalpia da mistura, a entalpia líquida.

A mudança é negativa, e o processo de dissolução é exotérmico. Se a soma das entalpias dos componentes é maior do que a entalpia da mistura, a mudança de entalpia é positiva, e o processo de dissolução é endotérmico. Se os dois forem iguais, o calor nem é liberado, nem absorvido.

A formação da solução é diferente de uma reação química. Quando um soluto é dissolvido num solvente, a mudança é física. Ao evaporar a solução, o soluto pode ser recuperado.

Pelo contrário, uma reação química altera as propriedades dos reagentes. Quando o hidróxido de cobre é dissolvido em ácido clorídrico, ao evaporar a solução irá não devolver hidróxido de cobre. Em vez disso, iremos obter o produto, cloreto de cobre.

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Entalpia de Solução Processo Exotérmico Processo Endotérmico Hidróxido de Sódio Cloreto de Amônio Mudança de entalpia Formação de Solução Partículas de Soluto Partículas de Solvente Forças Atrativas Lei de Hess