Trata-se de um assunto pouco falado no ensino médio, em que, no conteúdo de termoquímica, o enfoque se dá na apresentação de tópicos ligados à Lei de Hess e suas derivações. No entanto, nos últimos dois vestibulares UNIT, nos estados de Sergipe e Pernambuco, o estudo das entalpias de dissolução foram destaque e dominaram de uma a duas questões por prova. Sem mais delongas, vamos ao assunto.
1. DAS ENTALPIAS DE DISSOLUÇÃO (ΔHd)
Antes de tudo, a utilidade de se mensurar entalpias de dissolução se dá na obtenção da classificação do tipo de dissolução de uma substância. Se, ao dissolver um composto em água, há a liberação de energia na forma de calor, dizemos que a dissolução é EXOTÉRMICA e possui, portanto, entalpia de dissolução negativa (ΔHd < 0). No entanto, se há a absorção do calor da vizinhança, o processo de dissolução é ENDOTÉRMICO e possui entalpia de dissolução positiva (ΔHd > 0).
Devemos pensar nas entalpias de dissolução da mesma forma que analisamos outros tipos de entalpia: seja a entalpia de ligação, formação, combustão, etc. Por se tratar de uma variação, o que acontece em etapas intermediárias do processo não influenciam no resultado numérico, ou seja, apenas os estados finais e iniciais são suficientes e, portanto, significantes para mensurar a variação da entalpia de dissolução de uma substância.
No processo de dissolução de uma substância, ocorre, no mínimo, dois processos principais: a QUEBRA da substância e, posteriormente, o ENVOLVIMENTO dela por moléculas de água.
- No caso de uma substância molecular solúvel, haverá a quebra das moléculas reticulares seguido do envolvimento dessas moléculas quebradas pelas as da água;
- No caso de uma substância iônica, haverá a separação dos íons de seus retículos cristalinos seguido pelo envolvimento dos íons então dissociados pelas moléculas de água.
Como aprendemos com a entalpia de ligação, o processo de quebra de uma molécula/íon se dá sempre de forma ENDOTÉRMICA. Dessa forma, o primeiro processo de dissolução de uma substância possui valor de variação de entalpia positivo. Vamos exemplificar com a dissolução do bicarbonato de sódio (um sal solúvel) em água.
NaHCO3(s) → Na+ + HCO3- ΔHquebra > 0 (PROCESSO ENDOTÉRMICO)
Logo após, os íons então dissociados irão ser envolvidos - SOLVATADOS - com as moléculas de água do meio. O processo de solvatação é EXOTÉRMICO e pode ser representado a seguir.
Na+ + HCO3- + H2O(l) → Na+(aq) + HCO3-(aq) ΔHsolvatação < 0 (PROCESSO EXOTÉRMICO)
Dessa forma, a soma algébrica dos valores da variação de entalpia da etapa de quebra (endotérmica) seguida da etapa de envolvimento (solvatação) da substância com a água (exotérmica), ambas equivalentes a um mol da substância, equivale à variação da entalpia de dissolução de tal. Ou seja:
ΔHd = ΔHquebra + ΔHsolvatação
Por dedução lógica, podemos, então, afirmar:
- A dissolução de uma substância será considerada ENDOTÉRMICA se o valor da entalpia de quebra (etapa endotérmica) da substância for, em módulo, MAIOR que o valor da interação da mesma com as moléculas de água (etapa exotérmica).
- A dissolução de uma substância será considerada EXOTÉRMICA se o valor da entalpia de quebra (etapa endotérmica) da substância for, em módulo, MENOR que o valor da interação da mesma com as moléculas de água (etapa exotérmica).
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