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.
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).
(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:
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:
Isso é indicado pelo caso da dissolução do iodeto de potássio mostrado a seguir:
Seu diagrama de entalpia será representado por:
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:
Observe seu diagrama de entalpia abaixo:
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: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/variacao-entalpia-solucao.htm. Acesso em 20 de outubro de 2021.
Calor de dissolução ou entalpia-padrão de dissolução é o calor envolvido no processo de dissolução de 1 mol de substância em quantidade de água suficiente para formar uma solução diluída. Experimentalmente, sabe-se que a dissolução de certas substâncias, como NaOH, libera calor para o meio, já outras substâncias têm sua dissolução aumentada pela absorção de calor do meio.
Diagrama de dissolução do NaCl
Sobre o diagrama acima, podemos afirmar que:
a) É um processo endotérmico e envolve 50 KJ de energia.
b) É um processo exotérmico e envolve 50 KJ de energia.
c) É um processo isotérmico.
d) É um processo endotérmico e envolve 20 KJ de energia.
e) É um processo exotérmico e envolve 50 KJ de energia.
Quando um soluto é dissolvido em água, a primeira etapa é a separação de seus íons que estão num retículo cristalino. Para romper as ligações entre os íons, é necessário fornecer energia ao sistema. Depois da separação, os íons são envolvidos pelas moléculas do solvente. Os dipolos da água são atraídos, respectivamente, pelos íons de carga oposta. Assim, para que haja essa interação, é necessária a liberação de energia. Essa energia liberada é chamada de:
a) Entalpia de formação
b) Entalpia de hidratação
c) Entalpia de cristalização
d) Entalpia reticular
e) Entalpia da solução
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