Solution chauffage comment calculé, applications et exercices

Il chaleur de la solution o L'enthalpie de solution est la chaleur absorbée ou détachée pendant le processus de dissolution d'une certaine quantité de soluté dans le solvant, à condition de pression constante.

Lorsqu'une réaction chimique a lieu, l'énergie est nécessaire à la fois pour former et rompre des liens qui permettent la formation de nouvelles substances. L'énergie qui s'écoule pour que ces processus se produisent est la chaleur, et la thermochimie est la branche de la science qui est responsable de les étudier.

Source: pixnio.

Concernant le terme enthalpía, ce Il est utilisé pour appeler le flux de chaleur lorsque les processus chimiques se produisent dans des conditions de pression constante. La création de ce terme est attribuée au physicien néerlandais Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), le même qui a découvert la supraconductivité.

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Comment est-il calculé?

Pour trouver l'enthalpie, il est nécessaire de commencer à partir de la première loi de la thermodynamique, qui considère que la variation de l'énergie interne ΔU d'un système est due à la chaleur absorbée Q et au travail fait sur elle par un agent externe:

Δu = q + w

Où le travail est l'intégrale négative au-dessus de tout le volume de la pression de la pression par le changement de volume différentiel. Cette définition équivaut à l'intégrale négative du produit scalaire de la force par le déplacement vectoriel dans les travaux mécaniques:

Lorsque la condition de pression constante mentionnée ci-dessus est appliquée, P peut être hors de l'intégrale; Par conséquent, le travail est:

W = -p (v_F -V_soit) = -PδV

-L'expression de l'enthalpie

Si ce résultat est remplacé en δOU Est obtenu:

Δu = q - pδV

Q = δU + pδV = u_F - OU_soit + P (V_F -V_soit) = U_F + PV_F - ( OU_soit + PV_soit )

La quantité U + PV Ça s'appelle enthalpía H, de manière que:

Q = H_F - H_soit = ΔH

L'enthalpie est mesurée en joules, car c'est l'énergie.

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Solution Enthalpie

Les composants initiaux d'une solution sont le soluté et le solvant, et ils ont une enthalpie originale. Lorsque cette solution sera réalisée, elle aura sa propre enthalpie.

Dans ce cas, vous pouvez exprimer la variation de l'enthalpie dans les Joules comme:

ΔH = H_solution - H_réactifs

Ou sous la forme d'enthalpie standard ΔH^soit, Où le résultat est en joule / mol

ΔH^soit = H^soit _solution - H^soit_réactifs

Si la réaction dégage de la chaleur, le signe de ΔH C'est négatif (processus exothermique), s'il absorbe la chaleur (processus endothermique), le signe sera positif. Et naturellement, la valeur de l'enthalpie de la solution dépendra de la concentration de la solution finale.

Applications

De nombreux composés ioniques sont solubles dans des solvants polaires, comme l'eau. Les solutions de sel (chlorure de sodium) dans l'eau ou la saumure sont couramment utilisées. Maintenant, l'enthalpie de la solution peut être considérée comme la contribution de deux énergies:

- Un pour briser les liens de soluté-solvant et de solvant

- L'autre est celui requis dans la formation de liens de nouveaux solvants.

Dans le cas de la dissolution d'un sel d'eau, il est nécessaire de connaître le So-appelé Enthalpie réticulaire du solide et la Enthalpie d'hydratation Pour former la solution, dans le cas de l'eau. S'il ne s'agit pas de l'eau, alors ça s'appelle Enthalpie de solvatation.

La Enthalpie réticulaire C'est l'énergie nécessaire pour la rupture du réseau ionique et former les ions gazeux, un processus qui est toujours endothermique, car l'énergie doit être fournie au solide pour la séparer en ions constituants et les amener à l'état gazeux.

D'un autre côté, les processus d'hydratation sont toujours exothermiques, car les ions hydratés sont plus stables que les ions à l'état gazeux.

De cette façon, la création de la solution peut être exothermique ou endothermique.

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Mesures avec calorimètre

En pratique, il est possible de mesurer ΔH Dans un calorimètre, qui se compose essentiellement d'un récipient isolé dû avec un thermomètre et une tige d'agitation.

Quant au récipient, l'eau est presque toujours versée, qui est le liquide calorimétrique par excellence, car ses propriétés sont la référence universelle pour tous les liquides.

Vieux calorimètre utilisé par Lavoisier. Source: Gustavocarra [CC BY-SA 4.0 (https: // CreativeCommons.Org / licences / by-sa / 4.0)].

Bien sûr, les matériaux de calorimètre interviennent également dans l'échange de chaleur, en plus de l'eau. Mais la capacité calorique de l'ensemble entier, appelé constant du calorimètre, peut être déterminé séparément de la réaction, puis prendre en compte lorsqu'il a lieu.

Le bilan énergétique est le suivant, en se souvenant de la condition qu'il n'y a pas de fuites d'énergie dans le système:

ΔH _solution + ΔH _eau + C _calorimètre ΔT = 0

D'où:

ΔH _solution = - m _eau . c _eau . ΔT - c _calorimètre ΔT = -q _eau - Q _calorimètre

Et pour obtenir l'enthalpie standard:

Où:

- Masse Soluto: M_s

- Poids moléculaire du soluté: m_s

- Masse d'eau: m_eau

- Poids moléculaire de l'eau: m_eau

- Capacité thermique molaire de l'eau: C_{eau ; m}*

- Changement de température: Δt

* C_P.m de l'eau est 75.291 J / mol . K

Exercices résolus

-Exercice 1

Koh L'enthalpie de formation de potassium massif est ΔH^soit = +426 kJ / mol, L'eau liquide h₂Ou c'est 285.9 kJ / mol.

Il est également connu que lorsque l'hydroxyde de potassium métallique réagit avec l'eau liquide, l'hydrogène et δH^soit = -2011 kJ / mol. Avec ces données, calculez l'endalpie de la solution KOH dans l'eau.

Solution

- Koh est désinaigrable dans ses composants:

Koh_solide → K_solide + ½ o₂ + ½ h₂;  ΔH^soit = - 426 kJ / mol

- L'eau liquide est formée:

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½ o₂ + ½ h₂ → H₂SOIT_Liquide;  ΔH^soit = -285.9 kJ / mol

- Vous devez maintenant former la solution:

K_solide + H₂O → ½ h₂ + Koh_aqueux ; ΔH^soit = -2011 KJ / mol

Notez que le signe de l'enthalpie de la désintégration de Koh a été investi, ce qui est dû à la loi Hess: lorsque les réactifs deviennent des produits, le changement d'enthalpie ne dépend pas des étapes consécutives et lorsque l'équation est nécessaire pour investir, comme Dans ce cas, l'enthalpie change le signe.

L'équilibre énergétique est la somme algébrique des enthalpies:

- 426 kJ / K - 285.9 kJ / mol - 2011 kJ / mol = -2722.9 kJ / mol

-Exercice 2

La solution de dissolution pour la réaction suivante est déterminée dans un calorimètre à pression constante et il est connu que la constante de calorimètre est 342.5 J / K. Quand 1 dissolve.423 g de sulfate de sodium Na₂Swin₄ en 100.34 g d'eau, la variation de la température est 0.037 K. Calculez la solution standard de solution pour le na₂Swin₄ À partir de ces données.

Solution

L'enthalpie standard de la solution est claire de l'équation précédemment donnée:

Et est calculé à l'aide des données tabulées suivantes:

Pour le sulfate de sodium: m_s = 142.04 g / mol; m_s = 1.423 g

Et pour l'eau: m_eau = 100.34 g; M_eau = 18.02 g / mol; C_{eau; m} = 75.291 J / K mol

ΔT = 0.037 K

C _calorimètre = 342.5 J / K

Les références

1. Cengel, et. 2012.Thermodynamique. 7e édition. MC.Graw. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Introduction à la physicochimie: thermodynamique. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, D.  2006. Physique: principes avec applications. 6e ... Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, s. 2002. Fondamentaux de la physicochimie. Limusa. 152-155.
5. SERAY, R., Jewett, J. (2008). Physique pour la science et l'ingénierie. Volume 1. 7e. Élégant. Cengage Learning. 553-567.