Disolver sal común en agua es un proceso endotérmico
2015-01-10
La disolución de sal común en agua es endotérmica. Un poco de agua, un poco de sal, una balanza y un termómetro son el material necesario para un experimento químico muy sencillo que puede hacerse en casa y que divertirá a los estudiantes curiosos que empiezan a tratar estos conceptos.
Modelo del comportamiento térmico de la disolución de sal común en agua
Disolver sal común en agua es un proceso que no es energéticamente neutro. Hace falta aportar energía para romper la red cristalina de la sal y los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua, mientras que la formación de enlaces entre el agua y los iones de cloro y sodio libera energía. A temperatura ambiente, el resultado es tal que el proceso completo absorbe cierta energía: la entalpía de disolución de la sal común en agua es ΔH ≈ 3,9 kJ mol−1.
La entalpía de disolución sale de alguna parte: de la energía térmica de la propia disolución. En primera aproximación, como hay mucha más masa de agua que de sal, podemos asumir que todo el cambio de energía térmica sale de la masa mH2O de agua, que se comporta como un fluido caloríficamente perfecto con una capacidad térmica específica c = 4,2 kJ kg−1 K−1.
La última propiedad importante del cloruro sódico que necesitamos es su masa molar: M ≈ 58 g mol−1.
Al disolver una masa mNaCl de sal común en una masa mH2O ≫ mNaCl de agua, se absorbe una entalpía
mNaCl ΔH ⁄M.
Esto provocará un descenso de temperatura ΔT de la disolución. Como casi todo es agua, el cambio de energía térmica se debe más que nada al disolvente. Este descenso de energía térmica es
mH2O c ΔT.
La entalpía de disolución es igual al cambio de energía térmica:
mNaCl ΔH ⁄M = mH2O c ΔT.
Ahora es posible introducir los valores de las constantes que vimos arriba para despejar una relación entre la masa de agua mH2O, la masa de sal mNaCl y el descenso de temperatura ΔT. Por ejemplo, podemos ver que hace falta añadir una masa mNaCl entre 12 g y 13 g para enfriar ΔT ≈ 1 K una masa mH2O ≈ 200 g de agua.
Confirmación experimental de la validez del modelo
Podemos verificar con un experimento doméstico que el modelo representa razonablemente bien la realidad. Las siguientes imágenes ilustran el proceso:
Pesando el agua. En este
caso, mH2O = 200 g.
Pesando la sal común. En este
caso, mNaCl = 12,6 g.
Temperatura del agua antes de añadir la sal. El termómetro marca
13,3 °C.
Añadiendo la sal. Hizo falta remover bien para disolverla
adecuadamente.
La temperatura final de la disolución es
de 12,4 °C, con lo que el descenso de
la temperatura es ΔT =
0,9 K, casi lo predicho. La temperatura aumentaba
lentamente para equilibrarse con el ambiente. Al repetir el
experimento varias veces y remover con más premura, el descenso de
temperatura igualó el valor predicho
de 1,0 K.
Las masas de agua y sal y el descenso de temperatura se relacionan mediante la ley
ΔT mH2O ⁄ mNaCl = ΔH ⁄ (M c) = A,
donde A es una constante que es fácil de determinar a partir de un experimento similar al anterior. Puede ser instructivo realizar dicho experimento con diferentes cantidades de agua y sal para determinar el valor de la constante.
Categorías: Química
Permalink: https://sgcg.es/articulos/2015/01/10/disolver-sal-comun-en-agua-es-un-proceso-endotermico/
