DETERMINAÇÃO DO CALOR DE DISSOLUÇÃO

1 INTRODUÇÃO
Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações materiais (reações químicas) e mudanças de estados físicos, variações energéticas. Desta maneira, um enfoque que é dado pela calorimetria, se baseia justamente em medir as variações energéticas que acompanham os processos físicos e químicos. A parte da calorimetria que trata especificamente destas variações de temperatura é conhecida como Termoquímica. O conceito da calorimetria envolve a aplicação da primeira lei da Termodinâmica que estabelece que a energia é conservada nas transformações.
A medida direta dos calores envolvidos nas reações químicas é uma parte da calorimetria a qual não é muito valorizada uma vez que muitas destas reações ocorrem sob condições que estão fora do alcance das medidas calorimétricas diretas. No entanto, reações de dissociação, neutralização e muitas reações iônicas de precipitação, são susceptíveis de observação calorimétrica direta.
As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se a energia dos produtos for menor que a energia dos reagentes, então o sistema libera energia na forma de calor (reação exotérmica), causando aumento na temperatura do meio. Por outro lado, se a energia dos produtos for maior que a energia dos reagentes, o sistema absorve energia durante a reação (reação endotérmica), retirando calor do meio e conseqüentemente diminuindo a temperatura do sistema.
A energia de qualquer sistema pode ser expressa em termos de seu equivalente em calor, entalpia (H). Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia, designada por Δ H, é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes (Toma et. al, 1979) como segue a expressão (Equação 1)

sendo
Hf = entalpia de formação das substâncias e os valores de ΔH expressos em Joule (J).
Para medir as entalpias de reação, empregam-se geralmente, calorímetros que consistem usualmente de uma câmara