Cambio de entalpía de la solución

En termoquímica , la entalpía de solución ( calor de solución o entalpía de solvatación ) es el cambio de entalpía asociado con la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante que resulta en una dilución infinita.

La entalpía de disolución se expresa con mayor frecuencia en kJ / mol a temperatura constante. El cambio de energía puede considerarse compuesto de tres partes: la ruptura endotérmica de enlaces dentro del soluto y dentro del disolvente, y la formación de atracciones entre el soluto y el disolvente. Una disolución ideal tiene una entalpía de mezcla nula . Para una disolución no ideal, es una cantidad molar en exceso .

La disolución de la mayoría de los gases es exotérmica, es decir, cuando un gas se disuelve en un disolvente líquido, se libera energía en forma de calor, calentando tanto el sistema (es decir, la solución) como el entorno.

La temperatura de la solución disminuye con el tiempo hasta igualarse a la del entorno. El equilibrio entre el gas como fase separada y el gas en solución se desplazará, según el principio de Le Châtelier, para favorecer al gas que se disuelve a medida que disminuye la temperatura (la disminución de la temperatura aumenta la solubilidad de un gas).

Cuando se calienta una solución saturada de un gas, sale gas de la solución.

La disolución puede considerarse como algo que ocurre en tres pasos:

1. Ruptura de las atracciones soluto-soluto ( endotérmicas ), por ejemplo, energía reticular en${\displaystyle U_{\text{lat}}}$ sales .
2. Rompiendo atracciones disolvente-disolvente (endotérmicas), por ejemplo, la del enlace de hidrógeno
3. Formación de atracciones disolvente-soluto ( exotérmica ), en solvatación .

El valor de la entalpía de solvatación es la suma de estos pasos individuales.

${\displaystyle \Delta H_{\text{solv}}=\Delta H_{\text{diss}}+U_{\text{latt}}}$

La disolución del nitrato de amonio en agua es endotérmica. La energía liberada por la solvatación de los iones de amonio y de nitrato es menor que la energía absorbida al romper la red iónica del nitrato de amonio y las atracciones entre las moléculas de agua. La disolución del hidróxido de potasio es exotérmica, ya que se libera más energía durante la solvatación que la que se utiliza para romper el soluto y el disolvente.

Las expresiones del cambio de entalpía de disolución pueden ser diferenciales o integrales , en función de la relación de cantidades de soluto-disolvente.

El cambio de entalpía diferencial molar de disolución es:

${\displaystyle \Delta _{\text{diss}}^{d}H=\left({\frac {\partial \Delta _{\text{diss}}H}{\partial \Delta n_{i}}}\right)_{T,p,n_{B}}}$

donde ⁠ ⁠${\displaystyle \parcial \Delta n_{i}}$ es la variación infinitesimal o diferencial del número molar del soluto durante la disolución.

El calor integral de disolución se define como un proceso de obtención de una determinada cantidad de solución con una concentración final. El cambio de entalpía en este proceso, normalizado por el número de moles de soluto, se evalúa como el calor integral molar de disolución . Matemáticamente, el calor integral molar de disolución se denota como:

${\displaystyle \Delta _{\text{diss}}^{i}H={\frac {\Delta _{\text{diss}}H}{n_{B}}}}$

El calor principal de disolución es el calor diferencial de disolución para obtener una solución infinitamente diluida.

La entalpía de mezcla de una solución ideal es cero por definición, pero la entalpía de disolución de los no electrolitos tiene el valor de la entalpía de fusión o vaporización. Para soluciones no ideales de electrolitos , está relacionada con el coeficiente de actividad del soluto o solutos y la derivada de la temperatura de la permitividad relativa a través de la siguiente fórmula: ^[1]$${\displaystyle H_{dil}=\sum _{i}\nu _{i}RT\ln \gamma _{i}\left(1+{\frac {T}{\epsilon }}{\frac {\partial \epsilon }{\partial T}}\right)}$$

• Propiedad molar aparente
• Entalpía de mezcla
• Calor de dilución
• Calor de fusión
• Energía de hidratación
• Energía reticular
• Ley de dilución
• Solvatación
• Actividad termodinámica
• Equilibrio de solubilidad

• diagrama de fases