Enunciado

A entalpia de solução do nitrato de amônio em água é positiva. (a) O NH4NO3 se dissolve endotermicamente ou exotermicamente? (b) Escreva a equação química do processo de dissolução. (c) Qual é maior no caso do NH4NO3, a entalpia reticular ou a entalpia de hidratação?

Passo 1

Vamos pensar na dissolução do nitrato de amônio. A única informação que temos sobre a reação é a entalpia ser positiva.

Bem, como sabemos, a variação de entalpia pode ser medida calorimetricamente a partir do calor libertado ou absorvido quando a substância se dissolve, em pressão constante.

O calor libertado é representado por uma entalpia negativa, enquanto o calor absorvido, por uma entalpia positiva.

No item a, portanto, concluímos que a reação de dissolução do nitrato de amônio é endotérmica.

Passo 2

Agora, vamos escrever a reação de dissociação. Nela, o sólido, em contato com a água se divide em dois íons, um cátion e um ânion, em meio aquoso. No caso do NH4NO3, ele se divide nos íons NH4+ e NO3-.

Escrevendo em forma de equação, temos:

NH4NO3 (s) → NH4+ (aq) + NO3- (aq)

Concluímos então, a reação de dissociação.

Passo 3

Agora vamos para o item c. Nele teremos que lembrar que o processo de dissolução pode ser representado por duas etapas. A entalpia reticular, que é a entalpia que se acredita ser a etapa de separação do sólido e formação de um gás com os íons. Esta entalpia tem caráter endotérmico.

Já a entalpia de hidratação, é a entalpia onde se acredita que os íons em estado gasoso “mergulham” em água. Por isso, esta etapa tem caráter exotérmico.

A fórmula geral da entalpia é representada como:

∆ H s o l =   ∆ H h i d r a t a ç ã o +   ∆ H r e t i c u l a r

Vamos pensar um pouco.

Se nosso resultado é positivo, ao realizar a soma, a entalpia positiva terá que ser em módulo, maior que a entalpia negativa. Ou seja, o processo endotérmico é favorecido.

Portanto, concluímos que a entalpia reticular é maior que a entalpia de hidratação, neste caso.

Resposta

(a) Endotérmica

(b) NH4NO3 (s) → NH4+ (aq) + NO3- (aq)

(c) A Entalpia reticular

Ver Outros Exercícios desse livro

Exercícios de Livros Relacionados

A entalpia-padrão de combustão do ciclopropano é - 2091K Jm o l - 1 , a 25 °C. Com essa informação e também com os dados das entalpias de formação do C O 2 ( g ) e da H 2 O ( g ) , calcule a entalpia
A partir que são apresentados a seguir, determine a ∆ r H θ do diborano, B 2 H 6 ( g ) , a 298 K. 1B 2 H 6 g + 3 O 2 g → B 2 O 3 s + 3 H 2 O g ∆ r H θ = - 1941K Jm o l - 1 22 B s + 3 2 O 2 g → B 2 O 3
Calcule a entalpia-padrão de solução do A g C l( s ) em água a partir das entalpias de formação do sólido e dos íons em solução aquosa.
Calcule a entalpia-padrão de solução do A g B r( s ) em água a partir das entalpias de formação do sólido e dos íons em solução aquosa.
Dadas as reações (1) e (2) a seguir, determine (a) ∆ r H θ e ∆ r U θ para reação (3), e (b) ) ∆ r H θ do HCl (g) e da H 2 O ( g ) , ambos a 298 K. 1 H 2 g + C l 2 g → 2 H C l g∆ r H θ = - 184,62K Jm o