A reação de neutralização entre soluções diluídas de \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} e \mathrm{NaOH}_{(\mathrm{aq})} libera uma quantidade bem conhecida de calor padrão. Sabe-se que o calor de solução do cloreto de sódio (formado no processo) é +4,87 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}, o que representa a energia absorvida na dissolução completa do \mathrm{NaCl}_{(\mathrm{s})} em água.
a. Determine o calor padrão da reação de neutralização entre \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} e \mathrm{NaOH}_{(\mathrm{aq})}, em \mathrm{kJ} / \mathrm{mol} de água formada.
b. Com base nessa informação, calcule o calor padrão da reação global entre \mathrm{HCl}_{(\mathrm{g})} e \mathrm{NaOH}_{(\mathrm{s})} para formar \mathrm{NaCl}_{(\mathrm{s})} e \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(1)}, todos em seus estados-padrão.
c. Por fim, explique fisicamente o motivo da diferença entre os dois valores de entalpia calculados. Que fenômenos energéticos estão envolvidos? Qual o papel da água?

Passo 1

Vamos organizar certinho o que o enunciado pede e o que ele nos dá (sem resolver ainda). Perguntas:
  • (a) Determinar o calor padrão da reação de neutralização entre \mathrm{HCl}_{\mathrm{(aq)}} e \mathrm{NaOH}_{\mathrm{(aq)}}, expresso em \mathrm{kJ/mol} de água formada.
  • (b) Com base nisso, calcular o calor padrão da reação global entre \mathrm{HCl}_{\mathrm{(g)}} e \mathrm{NaOH}_{\mathrm{(s)}} para formar \mathrm{NaCl}_{\mathrm{(s)}} e \mathrm{H_{2}O_{(l)}}, todos em seus estados padrão.
  • (c) Explicar fisicamente por que os valores (a) e (b) diferem — que fenômenos energéticos estão envolvidos e qual o papel da água.
Informações fornecidas e que usaremos:
  • O calor de solução do cloreto de sódio é \Delta H_{\mathrm{sol}}(\mathrm{NaCl(s)}) = +4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}. Esse valor representa a energia absorvida quando \mathrm{NaCl(s)} se dissolve completamente em água para dar \mathrm{Na^+(aq)} e \mathrm{Cl^-(aq)}.
  • A reação de neutralização entre soluções diluídas de ácido forte e base forte (como \mathrm{HCl(aq)} e \mathrm{NaOH(aq)}) tem um valor “bem conhecido” de calor padrão por mol de água formada — isto é justamente o que o enunciado chama atenção (vamos usar esse fato).
  • Não foram fornecidos outros dados numéricos (como entalpias de formação de espécies gasosas/solidas), portanto vamos usar o valor padrão conhecido da neutralização e a entalpia de solução do NaCl para ligar (a) com (b).

Passo 2

Entendendo o que acontece na neutralização (aula rápida e intuitiva).
  • Em soluções diluídas, \mathrm{HCl} e \mathrm{NaOH} estão praticamente completamente dissociados. Ou seja
\mathrm{HCl_{(aq)}} \longrightarrow \mathrm{H^+_{(aq)}} + \mathrm{Cl^-_{(aq)}},
\mathrm{NaOH_{(aq)}} \longrightarrow \mathrm{Na^+_{(aq)}} + \mathrm{OH^-_{(aq)}}.
  • A reação global entre as soluções é
\mathrm{HCl_{(aq)}} + \mathrm{NaOH_{(aq)}} \longrightarrow \mathrm{NaCl_{(aq)}} + \mathrm{H_2O_{(l)}}.
  • Em termos iônicos, os íons \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-} aparecem em ambos os lados e se cancelam, sobrando a reação essencial:
\mathrm{H^+_{(aq)}} + \mathrm{OH^-_{(aq)}} \longrightarrow \mathrm{H_2O_{(l)}}.
  • Portanto, a entalpia da neutralização em solução diluída é, na prática, a entalpia dessa reação iônica (formação da água a partir de \mathrm{H^+} e \mathrm{OH^-}).
  • É um fato experimental bem estabelecido (e frequentemente dado em provas) que a entalpia padrão dessa reação é aproximadamente constante para ácidos e bases fortes diluídos, porque o que muda nas reações é só a presença de íons espectadores; a formação da ligação O–H na água domina a entalpia liberada.

Passo 3

Valor numérico da entalpia de neutralização (parte a).
  • O valor experimental padrão (tabelas de físico‑química) da reação
\mathrm{H^+_{(aq)}} + \mathrm{OH^-_{(aq)}} \longrightarrow \mathrm{H_2O_{(l)}}
é aproximadamente \Delta H^\circ = -57{,}3\\ \mathrm{kJ/mol} de água formada (algumas fontes usam -57{,}1\\ \mathrm{kJ/mol}, diferenças pequenas por arredondamento).
  • Concluindo: para a reação entre \mathrm{HCl_{(aq)}} e \mathrm{NaOH_{(aq)}} (que, como vimos, é equivalente à reação iônica acima), o calor padrão por mol de água formada é
\Delta H^\circ_{\text{neutralização}} \approx -57{,}3\\ \mathrm{kJ/mol}.çã
(Explicação didática: esse número corresponde à energia liberada quando um próton aquoso se combina com um hidróxido aquoso para formar água líquida; como os íons espectadores não participam energeticamente além da hidratação, o valor é aproximadamente constante.)

Passo 4

Ligando (a) com (b) por Hess (como manipular as equações).
  • Reescrevo as duas reações para ver a diferença:
    • (i) Neutralização em solução: \mathrm{HCl_{(aq)}} + \mathrm{NaOH_{(aq)}} \longrightarrow \mathrm{NaCl_{(aq)}} + \mathrm{H_2O_{(l)}} com \Delta H^\circ = \Delta H_a.
    • (ii) Reação global pedida: \mathrm{HCl_{(g)}} + \mathrm{NaOH_{(s)}} \longrightarrow \mathrm{NaCl_{(s)}} + \mathrm{H_2O_{(l)}} com \Delta H^\circ = \Delta H_b (queremos).
  • Observe que se tivermos a entalpia de (i) e transformarmos \mathrm{NaCl_{(aq)}} em \mathrm{NaCl_{(s)}}, obtemos (ii) desde que as demais espécies estejam nos mesmos estados; formalmente:
\big(\mathrm{HCl_{(aq)}}+\mathrm{NaOH_{(aq)}}\to\mathrm{NaCl_{(aq)}}+\mathrm{H_2O_{(l)}}\big)
mais
\big(\mathrm{NaCl_{(aq)}}\to\mathrm{NaCl_{(s)}}\big)
dá a reação
\mathrm{HCl_{(aq)}}+\mathrm{NaOH_{(aq)}}\to\mathrm{NaCl_{(s)}}+\mathrm{H_2O_{(l)}}.
  • A partir daí, se por hipótese os reagentes reais (gás e sólido) forem convertidos imediatamente ao estado aquoso antes da reação (o que fisicamente ocorre se o HCl gasoso for absorvido por água e o NaOH sólido dissolver), a entalpia total que leva de \mathrm{HCl_{(g)}}+\mathrm{NaOH_{(s)}} até \mathrm{NaCl_{(s)}}+\mathrm{H_2O_{(l)}} se escreve como a soma das entalpias de dissolução/hidratação dos reagentes, mais a entalpia da neutralização, mais a entalpia de precipitação do sal. Contudo, como o enunciado só fornece explicitamente a entalpia de solução do \mathrm{NaCl}, e pede um resultado utilizando o dado fornecido, a diferença mais direta entre formar \mathrm{NaCl_{(aq)}} e \mathrm{NaCl_{(s)}} é justamente a entalpia de transformação entre essas formas:
\mathrm{NaCl_{(aq)}} \longrightarrow \mathrm{NaCl_{(s)}} \quad \Delta H = -\Delta H_{\mathrm{sol}}(\mathrm{NaCl}) = -4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol},
pois a dissolução é \mathrm{NaCl_{(s)}}\to\mathrm{NaCl_{(aq)}} com +4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}.
  • Assim, indo da reação (i) (neutralização que dá \mathrm{NaCl_{(aq)}}) até a reação (ii) (mesma neutralização, mas com produto sólido), a entalpia muda em -4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}: a precipitação do sal libera 4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}.
(Nota didática: isto presume que as mudanças de estado dos reagentes — gasoso \mathrm{HCl} e sólido \mathrm{NaOH} — para as suas formas aquosas envolvidas na neutralização não alteram o balanço final pedido além da conversão do \mathrm{NaCl_{(aq)}} em \mathrm{NaCl_{(s)}}. O enunciado fornece apenas \Delta H_{\mathrm{sol}}(\mathrm{NaCl}), então a ligação mais direta entre (a) e (b) é feita por essa transformação do produto iônico para o produto sólido.)

Passo 5

Cálculo numérico da parte (b) usando a relação obtida.
  • Tomando \Delta H_a = -57{,}3\\ \mathrm{kJ/mol} (parte a) e a transformação \mathrm{NaCl_{(aq)}}\to\mathrm{NaCl_{(s)}} que libera -4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}, obtemos
\Delta H_b = \Delta H_a + \big(\Delta H\\ \text{de}\\ \mathrm{NaCl_{(aq)}\to NaCl_{(s)}}\big) = -57{,}3\\ \mathrm{kJ/mol} + (-4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}).
  • Somando:
\Delta H_b = -62{,}17\\ \mathrm{kJ/mol}.
(Arredondando de forma coerente: -62{,}2\\ \mathrm{kJ/mol}.)

Passo 6

Explicação física detalhada da diferença (parte c) — o que está acontecendo energeticamente e o papel da água.
  • Quais processos energéticos estão envolvidos na neutralização em solução?
    • Formação da ligação O–H na água quando \mathrm{H^+} e \mathrm{OH^-} se combinam: esse é o principal contribuidor exothermico; essa formação de ligação libera energia e dá o valor aproximadamente constante de -57{,}3\\ \mathrm{kJ/mol}.
    • Hidratação dos íons: antes e depois da reação, íons estão envoltos por moléculas de água (cascas de solvatação). A reordenação dessas cascas tem contribuição energética, mas para ácidos e bases fortes diluídos isso tende a se compensar e é por isso que o calor de neutralização é quase constante entre diferentes pares fortes.
  • O que muda quando, em vez de ficar com \mathrm{NaCl_{(aq)}}, forma-se \mathrm{NaCl_{(s)}}?
    • Precipitação / formação do sólido de \mathrm{NaCl} a partir dos íons aquosos corresponde à formação de uma rede iônica (lattice). A formação do lattice libera energia (é exotérmica) se a energia de interação iônica no sólido supera a energia necessária para desalojar as moléculas de água (hidratação). A entalpia de solução positiva (+4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}) indica que, no processo dissolução, foi necessário fornecer energia líquida para separar o sólido em íons e hidratar (ou seja, dissolver é endotérmico por +4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}); o processo inverso (íons → sólido) libera aquela mesma energia.
    • Logo, se a reação final dá \mathrm{NaCl_{(s)}} em vez de \mathrm{NaCl_{(aq)}}, há essa liberação adicional de energia de \approx 4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}, tornando a reação global um pouco mais exotérmica.
  • Papel da água:
    • A água é o solvente que hidrata (solvata) os íons. A energia de solvatação (energia liberada ao rodear íons por moléculas de água) e a energia de rompimento da rede iônica do sal competem para determinar se a dissolução é endo- ou exotérmica. No caso do NaCl, a dissolução é levemente endotérmica.
    • Na neutralização em solução, a água não é apenas produto: também estabiliza íons antes e depois da reação, e a mudança na estrutura de solvatação quando os íons se combinam para formar moléculas de água contribui para o balanço energético.
  • Intuição final: a maior parte da energia liberada na neutralização vem da formação da água (forte contribuição exoterma). A diferença entre formar o sal em solução ou em sólido é pequena (aqui 4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}) e deve-se à energia envolvida em formar/romper a rede iônica do NaCl e às energias de solvatação associadas.

Resposta

(a) \Delta H^\circ_{\text{neutralização}} \approx -57{,}3\\ \mathrm{kJ/mol}çã (por mol de água formada).
(b) \Delta H^\circ_{\text{global}} \approx -62{,}17\\ \mathrm{kJ/mol} (para \mathrm{HCl_{(g)}}+\mathrm{NaOH_{(s)}}\to\mathrm{NaCl_{(s)}}+\mathrm{H_2O_{(l)}}; aproximado e arredondável para -62{,}2\\ \mathrm{kJ/mol}).
(c) A diferença (cerca de 4{,}87\\ \mathrm{kJ/mol}) provém da conversão de \mathrm{NaCl_{(aq)}} em \mathrm{NaCl_{(s)}}: precipitar/ form ar a rede iônica do sal libera energia (é o negativo do calor de solução). Em termos físicos, além da energia liberada ao formar a ligação O–H (neutralização), há contribuições de rompimento/ form ação da rede iônica e de solvatação/desolvatação dos íons; a água atua como solvente que hidrata os íons e cuja reorganização participa do balanço energético.

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