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Variação de Entalpia de Solução

Química

A variação de entalpia de solução é medida somando-se as entalpias das duas etapas da dissolução de uma substância na água. A primeira etapa nos fornece a entalpia reticular, que é a energia absorvida para romper as ligações dos íons. A segunda é a entalpia de hidratação, em que se libera energia.
As compressas instantâneas são exemplos de soluções que liberam ou absorvem calor, dependendo da variação da entalpia de solução
As compressas instantâneas são exemplos de soluções que liberam ou absorvem calor, dependendo da variação da entalpia de solução
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Em atividades esportivas, nos hospitais e no nosso dia a dia é muito comum o uso de compressas instantâneas frias e quentes. Em ambos os casos, ocorrem reações de determinadas substâncias com a água. Por exemplo, no caso da compressa fria, ela contém duas cápsulas separando a água do NH4NO3, que, quando se dissolve na água, absorve calor e produz frio instantâneo. Já no caso da compressa quente, quem dissolve na água é o CaCl2 ou o MgSO4, que liberam energia produzindo calor.

Mas por que determinadas soluções liberam calor, sendo exotérmicas; e outras absorvem, sendo endotérmicas?

Bom, para entendermos essa questão temos que estudar a variação de entalpia (ΔH) de soluções, que é composta de duas etapas:

(1ª) Entalpia reticular (ΔHret): quando um soluto se dissolve na água, a primeira etapa é a de separação de seus íons que estão num retículo cristalino. Para romper as ligações entre os íons é necessário que se forneça energia ao sistema. Portanto, esse primeiro processo é endotérmico, pois absorve energia; sendo sua entalpia positiva (ΔH > 0).

Separação dos íons que estão em um retículo cristalino.

(2ª) Entalpia de hidratação (ΔHhid): depois da separação dos íons, eles são envolvidos pelas moléculas do solvente. No caso da água, ela é o solvente e dizemos que está ocorrendo uma hidratação. Os dipolos da água são atraídos respectivamente pelos íons de carga oposta; assim, para que haja essa interação, é necessária a liberação de energia. Desse modo, na hidratação a entalpia será negativa (ΔH < 0), pois o processo é exotérmico.

Na figura abaixo se vê como ocorre a hidratação, em que há interação íon-dipolo, ou seja, atração entre as cargas dos íons separados e o dipolo da água:

Esquema de hidratação dos íons.

A variação de entalpia da solução (ΔHsol) será determinada pela somatória dessas duas entalpias. Se o resultado der positivo, significa que a entalpia reticular é maior, portanto a entalpia de dissolução indicará que o processo é endotérmico.

O diagrama de entalpia de uma dissolução endotérmica é representado a seguir:

Gráfico da entalpia de dissolução endotérmica.

Isso é indicado pelo caso da dissolução do iodeto de potássio mostrado a seguir:

Seu diagrama de entalpia será representado por:

Gráfico da entalpia de dissolução endotérmica do iodeto de potássio.

Já se o resultado for positivo, a entalpia de hidratação será maior que a reticular e o processo é exotérmico. Os diagramas de entalpia de dissoluções exotérmicas são representados como mostra o exemplo a seguir:

Gráfico da entalpia de dissolução exotérmica.

Observe seu diagrama de entalpia abaixo:

Gráfico da entalpia de dissolução exotérmica do sulfato de lítio.


Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:

FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Variação de Entalpia de Solução"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/variacao-entalpia-solucao.htm>. Acesso em 26 de setembro de 2017.

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