Cambio de entalpía de la solución

En termoquímica , la entalpía de disolución ( calor de disolución o entalpía de solvatación ) es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un disolvente a presión constante, que da como resultado 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 por 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 disolución) como el entorno.

La temperatura de la disolución disminuye gradualmente hasta igualarse a la del entorno. Según el principio de Le Châtelier, el equilibrio entre el gas como fase separada y el gas disuelto se desplazará hacia la disolución a medida que disminuye la temperatura (una disminución de la temperatura aumenta la solubilidad de un gas).

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

La disolución puede considerarse que ocurre en tres etapas:

1. Ruptura de las atracciones soluto-soluto ( endotérmicas ), por ejemplo, energía reticular .${\displaystyle U_{\text{latt}}}$en sales.
2. Romper las atracciones disolvente-disolvente (endotérmicas), por ejemplo, la de los enlaces de hidrógeno .
3. Formación de atracciones solvente-soluto ( exotérmicas ), 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 de nitrato de amonio en agua es endotérmica. La energía liberada por la solvatación de los iones amonio y 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 de 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 entre las cantidades de soluto y disolvente.

El cambio de entalpía diferencial molar de disolución es

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

donde​${\displaystyle \partial \Delta n_{i}}$es la variación infinitesimal, o diferencial, del número de moles del soluto durante la disolución.

El calor integral de disolución se define como el proceso de obtención de una cierta cantidad de disolución 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

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

El calor primario de disolución es el calor diferencial de disolución necesario para obtener una disolución 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(s) y la derivada de la permitividad relativa con respecto a la temperatura mediante la siguiente fórmula: ^{[ 1 ]}$${\displaystyle H_{\text{dil}}=\sum _{i}\nu _{i}RT\ln \gamma _{i}\left(1+{\frac {T}{\epsilon }}{\frac {\partial \epsilon }{\partial T}}\right).}$$

• 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