Calor de solución: cómo se calcula, aplicaciones y ejercicios
El calor de solución o entalpía de solución es el calor que se absorbe o se desprende durante el proceso de disolución de cierta cantidad del soluto en el solvente, bajo la condición de presión constante.
Cuando una reacción química tiene lugar, se requiere de energía tanto para formar como para romper enlaces que permiten la formación de nuevas sustancias. La energía que fluye para que estos procesos tengan lugar es el calor, y la termoquímica es la rama de la ciencia que se encarga de estudiarlos.
En cuanto al término entalpía, este se utiliza para denominar el flujo de calor cuando los procesos químicos ocurren bajo condiciones de presión constante. Se le atribuye la creación de este término al físico holandés Heike Kamerlingh Onnes (1853 – 1926), el mismo que descubrió la superconductividad.
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Para encontrar la entalpía hay que partir de la primera ley de la termodinámica, la cual considera que la variación en la energía interna ΔU de un sistema se debe al calor absorbido Q y al trabajo W hecho sobre él por algún agente externo:
ΔU = Q + W
Donde el trabajo es la integral negativa sobre todo el volumen del producto de la presión por el cambio diferencial de volumen. Esta definición es equivalente a la integral negativa del producto escalar de la fuerza por el vector desplazamiento en el trabajo mecánico:
Cuando se aplica la condición de presión constante mencionada anteriormente, P puede salir fuera de la integral; por lo tanto el trabajo es:
W = -P (Vf -Vo) = -PΔV
Si se sustituye este resultado en ΔU se obtiene:
ΔU = Q – PΔV
Q = ΔU + PΔV = Uf – Uo + P(Vf –Vo) = Uf + PVf – ( Uo + PVo )
La cantidad U + PV se denomina entalpía H, de manera que:
Q = Hf – Ho = ΔH
La entalpía se mide en joules, puesto que se trata de energía.
Entalpía de solución
Los componentes iniciales de una disolución son soluto y solvente, y ellos tienen una entalpía original. Al llevarse a cabo dicha disolución, esta tendrá su propia entalpía.
En tal caso, se puede expresar la variación de la entalpía en joules como:
ΔH = Hsolución – Hreactivos
O bien en la forma de entalpía estándar ΔHo, donde el resultado es en joule/mol
ΔHo = Hosolución – Horeactivos
Si la reacción desprende calor, el signo de ΔH es negativo (proceso exotérmico), si absorbe calor (proceso endotérmico) el signo será positivo. Y naturalmente, el valor de la entalpía de solución dependerá de la concentración de la solución final.
Muchos compuestos iónicos son solubles en disolventes polares, como el agua. Disoluciones de sal (cloruro de sodio) en agua o salmuera, son de uso común. Ahora bien, la entalpía de la solución puede considerarse como la contribución de dos energías:
– Una para romper los enlaces soluto-soluto y solvente-solvente
– La otra es la requerida en la formación de enlaces nuevos soluto-solvente.
Tratándose de la disolución de una sal iónica en agua, se requiere conocer la denominada entalpía reticular del sólido y la entalpía de hidratación para formar la solución, en el caso del agua. Si no se trata de agua, entonces se denomina entalpía de solvatación.
La entalpía reticular es la energía necesaria para la ruptura de la red iónica y formar los iones gaseosos, un proceso que siempre es endotérmico, ya que se debe suministrar energía al sólido para separarlo en sus iones constituyentes y llevarlos al estado gaseoso.
En cambio los procesos de hidratación siempre son exotérmicos, puesto que los iones hidratados son más estables que los iones en estado gaseoso.
De esta manera, la creación de la solución puede ser exotérmica o endotérmica, dependiendo de si la ruptura de la red iónica del soluto requiere mayor o menor cantidad de energía de la que aporta la hidratación.
En la práctica es posible medir ΔH en un calorímetro, el cual consiste básicamente en un recipiente aislado provisto de un termómetro y una varilla agitadora.
En cuanto al recipiente, en él casi siempre se vierte agua, que es el líquido calorimétrico por excelencia, pues sus propiedades son la referencia universal para todos los líquidos.
Por supuesto los materiales del calorímetro también intervienen en el intercambio de calor, además del agua. Pero la capacidad calórica de todo el conjunto, llamada constante del calorímetro, puede determinarse por separado de la reacción y luego tomarse en cuenta cuando esta tenga lugar.
El balance energético es el siguiente, recordando la condición de que no hay fugas de energía en el sistema:
ΔH solución + ΔH agua + C calorímetroΔT = 0
De donde:
ΔH solución = – m agua . c agua . ΔT – C calorímetroΔT = -Q agua – Q calorímetro
Y para obtener la entalpía estándar:
– Masa del soluto: ms
– Peso molecular del soluto: Ms
– Masa del agua: magua
– Peso molecular del agua: Magua
– Capacidad calorífica molar del agua: Cagua ; m*
– Cambio de temperatura: ΔT
*CP,m del agua es 75.291 J/mol . K
La entalpía de formación del hidróxido de potasio sólido KOH es ΔHo = +426 KJ/mol, la del agua líquida H2O es 285.9 kJ/mol.
Además se sabe que cuando el hidróxido de potasio metálico reacciona con el agua líquida se desprenden hidrógeno y ΔHo = -2011 kJ/mol. Con estos datos calcúlese la entalpía de solución del KOH en agua.
Solución
– Se disgrega el KOH en sus componentes:
KOHsólido → Ksólido + ½ O2 + ½ H2; ΔHo = – 426 kJ/mol
– Se conforma el agua líquida:
½ O2 + ½ H2 → H2Olíquida; ΔHo = -285.9 kJ/mol
– Ahora hay que conformar la solución:
Ksólido + H2O → ½ H2 + KOHacuoso ; ΔHo =-2011 kJ/mol
Obsérvese que el signo de la entalpía de disgregación del KOH se ha invertido, lo cual se debe a la Ley de Hess: cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía no depende de los pasos seguidos y cuando se necesita invertir la ecuación, como en este caso, la entalpía cambia de signo.
El balance energético es la suma algebraica de las entalpías:
– 426 kJ/K – 285.9 kJ/mol – 2011 kJ/mol = –2722,9 kJ/mol
La entalpía de disolución para la siguiente reacción se determina en un calorímetro a presión constante y se sabe que la constante del calorímetro es 342.5 J/K. Cuando se disuelven 1.423 g de sulfato de sodio Na2SO4 en 100.34 g de agua, la variación de temperatura es de 0.037 K. Calcule la entalpía estándar de solución para el Na2SO4 a partir de estos datos.
Solución
La entalpía estándar de la solución se despeja de la ecuación dada con anterioridad:
Para el sulfato de sodio: Ms = 142.04 g/mol ; ms = 1.423 g
Y para el agua: magua = 100.34 g ; Magua = 18.02 g/mol ; Cagua;m = 75.291 J/K mol
ΔT = 0.037 K
C calorímetro = 342.5 J/K
- Cengel, Y. 2012.Termodinámica. 7ma Ed. Mc.Graw Hill. 782 – 790
- Engel, T. 2007. Introducción a la Físicoquímica: Termodinámica. Pearson Education. 63-78.
- Giancoli, D. 2006. Physics: Principles with Applications. 6th.. Ed Prentice Hall. 384-391.
- Maron, S. 2002. Fundamentos de Fisicoquímica. Limusa. 152- 155.
- Serway, R., Jewett, J. (2008). Física para Ciencias e Ingeniería. Volumen 1. 7ma. Ed. Cengage Learning. 553-567.