Calor Médio de Dissolução

Relatório de Físico-Química

Calor Médio de Dissolução

Lavras – MG

Outubro/2016

Introdução

Algumas soluções ao se misturarem formam uma mistura homogênea, porém, a capacidade de um soluto se dissolver em um solvente é limitada. Quando é adicionado excesso de soluto em uma determinada quantidade de solvente há formação de uma solução saturada e com isso, a concentração do soluto permanecerá constante e em equilíbrio com a solução (MAHAN,1995).

A solubilidade de uma solução é a concentração de soluto referente ao estado de equilíbrio entre o soluto e a solução e esse fator é controlado pela temperatura, pressão e pela natureza das espécies presentes isto é, o tamanho molecular, a polaridade e as forças dispersivas. Assim, pode-se dizer que a solubilidade é a medida da quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em uma determinada quantidade de solvente (SILVA etal,2004).

Quando dois líquidos se misturam e há liberação de calor pode-se dizer que ambos são infinitamente solúveis um ao outro, pois os efeitos de energia e entropia favorecem a mistura. Esse fato indica que as atrações eletrostáticas entre os íons foram superadas. Já os líquidos que se misturam com absorção de calor terão uma solubilidade baixa (MAHAN,1995).

Para que os compostos iônicos se dissolva em uma determinada quantidade de solvente as atrações eletrostáticas entre íons devem ser superadas e esse fato é totalmente influenciado pela entalpia de dissolução. A entalpia de dissolução ou calor médio de dissolução representa o calor envolvido na dissolução do soluto em um dado solvente a pressão constante sendo determinado pelo balanço energético das etapas que envolvem a formação da solução que está representada na Equação 1 (MARTINS etal,2010).

ΔHsol= ΔH(soluto + solvente) + ΔH(soluto + soluto) + ΔH(solvente + solvente)

Equação 1

A intensidade intermolecular existente entre as moléculas do soluto (íons-íons) é maior as interações do solvente-solvente (dipolo-dipolo) sendo também maior do que a interação soluto-solvente (íon-dipolo) numa dissolução de um sal em água como por exemplo. Porém, o elevado número de interações íons-dipolo, que atuam em cada íon, pode compensar a força de atração eletrostática que mantém os íons unidos no retículo. Além disso, a interação solvente-solvente nas adjacências dos íons tornam-se desprezíveis quando comparadas as outras. Sendo assim, grande parte dos compostos iônicos apresentam elevada solubilidade em água (MARTINS etal,2010).

Da Esquema 1 está representado o processo de dissolução de um sal, denominado ciclo de Born-Haber, que é um ciclo que tem como finalidade analisar a energia envolvida numa reação.

Tal ciclo resume-se no somatório de apenas duas etapas, sendo que, as forças de interação entre as moléculas do solvente forem consideradas desprezíveis, uma das etapas a ser considerada e a denominada entalpia de reação, definida como energia de rede (ΔH rede) e a outra etapa é referente ao processo de solvatação dos íons (ΔH solv). Sendo a primeira etapa energeticamente desfavorável ao processo e a segunda favorável. Assim, a variação de entalpia de dissolução de um sal será negativa (ΔH dissol<0) se a entalpia de solvatação superar a energia de rede, considerando um processo exotérmico. Entretanto, quando a entalpia de solvatação não é suficiente para superar as forças de atração entre os íons observa-se um processo de dissolução endotérmico ΔH disso>0). Nesse último caso, a solução necessita retirar energia do próprio sistema para realizar trabalho (w), e vencer as forças de atração entre os íons o que gera uma diminuição na temperatura (SILVA etal,2004).