Cambio de entalpía de solución.

En termoquímica, la entalpía de solución (calor de solución o entalpía de solvatación) es el cambio de entalpía asociado con la disolución de un sustancia en un disolvente a presión constante, lo que produce una dilución infinita.

La entalpía de la solución se expresa con mayor frecuencia en kJ/mol a temperatura constante. Se puede considerar que el cambio de energía consta de tres partes: la ruptura endotérmica de los enlaces dentro del soluto y dentro del disolvente, y la formación de atracciones entre el soluto y el disolvente. Una solución ideal tiene una entalpía de mezcla nula. Para una solución no ideal es una cantidad molar en exceso.

Energética

La disolución por 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 solución) como el entorno.

La temperatura de la solución finalmente disminuye para igualarse a la del entorno. El equilibrio, entre el gas como fase separada y el gas en solución, según el principio de Le Châtelier, cambiará para favorecer que el gas entre en solución a medida que disminuye la temperatura (la disminución de la temperatura aumenta la solubilidad de un gas).

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

Pasos de la disolución

Se puede considerar que la disolución ocurre en tres pasos:

1. Romper atracciones solute-solute (endotérmica), ver por ejemplo energía lattice ${displaystyle U_{text{latt}}$ en sales.
2. Romper atracciones solventes (endotérmica), por ejemplo la unión de hidrógeno
3. Formando atracciones solventes-solutas (extérmicas), en la solvación.

El valor de la entalpía de solvatación es la suma de estos pasos individuales.

${displaystyle Delta H_{text{solv}= Delta H.$

disolver el nitrato de amonio en el agua es endotérmico. La energía liberada por la solvatación de los iones de amonio y los iones de nitrato es menor que la energía absorbida para romper la red iónica de nitrato de amonio y las atracciones entre las moléculas de agua. La disolución del hidróxido de potasio es exotérmico, ya que se libera más energía durante la solvatación que la que se usa para romper el soluto y el solvente.

Expresiones en forma diferencial o integral

Las expresiones del cambio de entalpía de disolución pueden ser diferenciales o integrales, como función de la relación de cantidades soluto-solvente.

El cambio de la entalpía diferencial molar de la disolución es:

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

Donde ${displaystyle partial Delta n_{i}$ es la variación infinitesimal o diferencial del número de mole del soluto durante la disolución.

El calor integral de disolución se define para un proceso de obtención de una cierta cantidad de solución con una concentración final. El cambio de entalpía en este proceso, normalizado por el número molde de soluto, se evalúa como el calor integral molar de disolución . Matemáticamente, el calor integral molar de la disolución se denota como:

${displaystyle Delta _{diss} {i}H={frac Delta...$

El calor principal de disolución es el calor diferencial de disolución para obtener una solución infinitamente diluida.

Dependencia de la naturaleza de la solución

La entalpía de mezcla de una solución ideal es cero por definición, pero la entalpía de disolución de no electrolitos tiene el valor de la entalpía de fusión o vaporización. Para soluciones no ideales de electrolitos, se conecta al coeficiente de actividad del soluto y a la derivada de la temperatura de la permitividad relativa mediante la siguiente fórmula:

$${displaystyle H_{dil}=sum _{i}nu ¿Por qué? ¿Qué?$$