Calor de dilución

Cuando se le adiciona más disolvente a una solución, para disminuir la concentración del soluto, es común que se libere o absorba calor adicional. El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución.

Cuando un proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor) y a dicha solución se le diluye, posteriormente la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. Caso contrario es cuando un proceso de disolución es exotermico, pues al adicionar disolvente, libererá más calor a los alrededores.

Un ejemplo de ello es el Ácido Sulfúrico concentrado, que si se intenta diluir adicionando agua el recipiente estallará. La forma recomendada es al envase con agua agregar gota a gota el H2SO4 agitando para que se disipe el calor.

Para comprender mejor esta lección puedes entrar a: Calor de disolución

Calor de disolución

Antes de iniciar de lleno con el tema, tenemos que conocer la diferencia entre disolución y dilución. En este caso no referimos a disolución al hecho de que soluto sea diluido en un solvente (V.gr. Sal común en agua). Por otro lado la dilución se refiere a un disolución ya hecha diluirla mas agregando solvente. (ej. cuando tenemos una limonada muy concentrada, agregar un poco de agua).

Calor de disolución

El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsoln es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa:

ΔHsoln = Hsoln - Hcomponentes

No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorimetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía, para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+).

Analizamos un ejemplo, ¿Cuál será la entalpia de disolución (o calor de disolución) al diluir Cloruro de sodio (NaCl) en agua?

NaCl(s) ---H2O---> Na+(ac) + Cl-(ac) ΔHsoln = ?

La energía (denominada energía reticular (U)) requerida para separar completamente un mol de NaCl y pasarlo a sus iones en estado gaseoso es de 788 kJ/mol.

Por otro lado, el cambio de entalpía asociado al proceso de hidratacion de los iones (ΔHhidr) es de "-784 kJ/mol".

Por lo tanto la suma de estas dos será ΔHsoln. 788kJ/mol + (-784kJ/mol)= 4kJ/mol. Como lo mencionamos anteriormente el valor positivo quiere decir que fue un proceso endotermico (absorve calor). Por lo tanto cuando un mol de NaCl se disuelve en agua absorve 4kJ del ambiente.

Calorimetría

En ocaciones, es de mayor interés estudiar los cambios de calor que los cambios de masa en un reacción. Cuando quemamos propano, nos interesa mas el calor que desprende que los residuos que son CO2 y H2O.

La calorimetría es la medición de los cambios de calor, y para ello es necesario conocer dos conceptos fundamentales:

• Calor Específico.
• Capacidad calorífica.

El calor especifico, que representamos con "s", de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius un gramo de dicha sustancia. sus unidades son J/g · ºC, es decir Joul sobre gramo por grado celsius.

Mientras que la capacidad calorífica (representada por "C") de una sustancia es la cantidad de calor que requiere para elevar un grado Celsius determinada cantidad de sustancia. Se mide en J/ºC.

La relación entre el calor especifico y la capacidad calorífica esta dada por:

C = ms

Capacidad calorífica es igual a masa por calor especifico. Tiene mucho sentido si sabemos que "s" es la cantidad de calor que se requiere para elevar 1ºC por gramo, para saber la cantidad de calor se requiere para elevar 1ºC una cantidad diferente de sustancia lo multiplicamos por masa y obtendremos "C".

Pongamos un ejemplo. Conocemos que el calor especifico (s) del agua es 4.184J/g·ºC. Si quisiéramos saber la capacidad calorífica de 12.0 g de Agua. Hacemos lo siguiente:

C = (4.184 J/g·ºC)(12.0g)

C = 50.21 J/ºC

Lo que quiere decir que para que una muestra 12.0 g de H2O se eleve 1ºC es necesario proporcionarle 50.21 J de energía (calor).

Si conocemos el calor especifico y masa de una sustancia entonces la variación de temperatura ( ΔT ) indicará la cantidad de calor liberado o absorbido en un proceso en particular.

q = msΔT

q= CΔT

q = calor

m = masa

ΔT = variación de temperatura ( Tfinal - Tinicial)

Además, q es positivo para procesos endotérmicos ( absorben calor ) y q será negativo para procesos exotérmico (desprenden calor).

Entalpía estándar de formación y de reacción

Primero que nada tenemos que conocer, Qué es la entalpia? Podemos definirla como la suma de la energía interna de un sistema y la presión por el volumen del sistema.

H = E + PV

H= Entalpía

E= Energía interna

P= Presión

V= Volumen

Dado que E y PV tienen unidades de energía, la entalpía también las tiene. Además E, P y V son funciones de estado, lo que quiere decir que dependen solo de los estados inicial y final. por lo tanto La entalpía (H) tambien será función de estado. El cambio de entalpía (ΔH) dependerá solamente de los estados inicial y final.

Para cualquier proceso, el cambio de entalpía será dado por:

ΔH = ΔE + Δ(PV)

Sin embargo si la presión se mantiene constante será:

ΔH = ΔE + PΔV

Entalpía de Reacción

Está dada por la formula:

ΔH = H(productos) - H(reactivos)

Es decir, la entalpía de reacción será La diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos.

Esta, puede ser positiva o negativa. Si es positiva quiere decir que ha ganado energía (calor) de los alrededores, por lo tanto será una reacción endotermica. Mientras que si la entalpía de reacción es negativa, quiere decir que ha perdido energía (calor) y será una reacción exotérmica.

Entalpía de Formación

Sabemos que ΔH se calcula si se conocen las entalpías reales de todos los reactivos y productos.Sin embargo, no es posible medir el valor absoluto de entalpía de una sustancia. Solo se determinan valores relativos con respecto a una referencia arbitraria. Este punto de referencia es conocido como entalpía estándar de formación ( ΔHºf ). Se dice que las sustancias están en el estado estándar a 1 atm. Por convenio, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma mas estable es cero. Tomemos al oxígeno como ejemplo. El oxígeno molecular (O2) es mas estable que su otro alótropo, el ozono (O3), a 1 atm y 25ºC, asi que:

ΔHºf (O2) = 0.

ΔHºf (O3) ≠ 0.

De manera similar, el grafito es la forma alotrópica mas estable del carbono:

ΔHºf (C, grafito) = 0.

ΔHºf (C, diamante) ≠ 0.

En base a lo anterior podemos llegar a la conclusión que la entalpia estándar de formación de un compuesto como: "el cambio de calor relacionado cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos a 1atm". Es importante señalar que aunque el estado estandar no indica una temperatura, por lo general se utilizan los valores de ΔHºf a 25ºC (298.15 K).