Calor de dilución

En termoquímica , el calor de dilución , o entalpía de dilución , se refiere al cambio de entalpía asociado con el proceso de dilución de un componente en una solución a presión constante . Si el componente se encuentra en estado líquido puro (suponiendo que la solución también lo esté), el proceso de dilución es igual a su proceso de disolución y el calor de dilución es igual al calor de disolución . Generalmente, el calor de dilución se normaliza con respecto a la cantidad de solución y sus unidades dimensionales son energía por unidad de masa o cantidad de sustancia, comúnmente expresada en kJ / mol (o J/mol).

El calor de dilución puede definirse desde dos perspectivas: el calor diferencial y el calor integral.

El calor diferencial de dilución se considera a microescala, lo cual se asocia con el proceso en el que se agrega una pequeña cantidad de solvente a una gran cantidad de solución. El calor diferencial molar de dilución se define como el cambio de entalpía causado por la adición de un mol de solvente a temperatura y presión constantes a una gran cantidad de solución. Debido a la pequeña cantidad añadida, la concentración de la solución diluida permanece prácticamente inalterada. Matemáticamente, el calor diferencial molar de dilución se denota como: ^{[ 1 ]}

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

donde ∂∆ n _i es el cambio infinitesimal o diferencial del número de moles de la dilución.

El calor integral de dilución, sin embargo, se considera a escala macroscópica. Con respecto al calor integral, consideremos un proceso en el que una cierta cantidad de solución se diluye desde una concentración inicial hasta 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 dilución . Matemáticamente, el calor integral molar de dilución se denota como:

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

Si se añade una cantidad infinita de disolvente a una disolución con una concentración conocida de soluto, el cambio de entalpía correspondiente se denomina calor integral de dilución hasta la dilución infinita. ^{[ 2 ]}

La dilución entre dos concentraciones del soluto está asociada a un calor de dilución intermedio por mol de soluto.

Los procesos de disolución y dilución están estrechamente relacionados. En ambos, se alcanzan estados finales similares de las soluciones. Sin embargo, los estados iniciales pueden ser diferentes. En un proceso de disolución, un soluto pasa de una fase pura (sólida, líquida o gaseosa) a una fase de solución. Si la fase pura del soluto es sólida o gaseosa (suponiendo que el disolvente sea líquido), el proceso se divide en dos etapas: el cambio de fase a líquido y la mezcla de líquidos. El proceso de disolución se expresa generalmente como:

$${\displaystyle {\textrm {soluto(s,l,g)}}+{\textrm {disolvente(l)}}\rightarrow {\textrm {soluto(l)}}+{\textrm {disolvente(l)}}\rightarrow {\textrm {soluto(sln)}}+{\textrm {disolvente(sln)}}}$$

La notación "sln" significa "solución", que representa el estado del solvente o soluto como parte de la solución.

En un proceso de dilución, por otro lado, la solución cambia de una concentración a otra, como se ilustra a continuación:

$${\displaystyle {\textrm {soluto(sln}}_{1}{\textrm {)}}+{\textrm {solvente(sln}}_{1}{\textrm {)}}\rightarrow {\textrm {soluto(sln}}_{2}{\textrm {)}}+{\textrm {solvente(sln}}_{2}{\textrm {)}}}$$

Consideremos una condición extrema para el proceso de dilución. Supongamos que el estado inicial es el líquido puro. El proceso de dilución se describe entonces como:

$${\displaystyle {\textrm {soluto(l)}}+{\textrm {disolvente(l)}}\rightarrow {\textrm {soluto(sln)}}+{\textrm {disolvente(sln)}}}$$

Cabe destacar que esta expresión representa la segunda etapa del proceso de disolución. En otras palabras, si tanto el soluto que se disuelve como la solución inicial que se diluye son líquidos, los procesos de disolución y dilución son idénticos.

Desde una perspectiva microscópica, los procesos de disolución y dilución implican tres etapas de interacción molecular: la ruptura de la atracción entre las moléculas del soluto ( energía reticular ), la ruptura de la atracción entre las moléculas del disolvente y la formación de la atracción entre una molécula de soluto y una de disolvente. Si la disolución es ideal, es decir, si el soluto y el disolvente interactúan de forma idéntica, entonces todos los tipos de atracción mencionados tienen el mismo valor. En consecuencia, el cambio de entalpía causado por la ruptura y la formación de la atracción se cancela, y la dilución de una disolución ideal no produce ningún cambio de entalpía. ^{[ 3 ]}

Sin embargo, si el soluto y el disolvente no pueden considerarse idénticos en términos de atracción molecular, lo que hace que la disolución no sea ideal, el cambio neto de entalpía es distinto de cero. En otras palabras, el calor de dilución resulta de la no idealidad de la disolución.

En la siguiente tabla se muestran los calores integrales de dilución hasta la dilución infinita de algunos ácidos en soluciones acuosas. ^{[ 2 ]}