Enfriamiento y calentamiento de la solución de forma inesperada durante el catión de la prueba de identificación

Question

Mientras la realización de las pruebas cualitativas para la identificación de los cationes en la sal, me he encontrado con este inesperado cambio de temperatura. Los siguientes son los pasos de las pruebas:

Paso 1: creamos una solución acuosa de la sal y se añade ácido hidroclórico. No hubo precipitado, el cual mostró que el Grupo 1 cationes ($\ce{Pb^2+}$) están ausentes.

Paso 2: Nosotros, a continuación, dividir la solución en dos partes, y a través de una parte, aprobó $\ce{H2S}$ de gas. No hubo precipitado, el cual mostró que el Grupo 2 cationes ($\ce{Cu^2+}$) estaban ausentes.

Aquí, la temperatura de la solución que hemos pasado por el gas, se elevaron por encima de la temperatura de la habitación. Podría ser fácilmente sentía mientras sostiene el tubo de ensayo.

Paso 3: A la otra parte en el tubo de ensayo, hemos añadido la $\ce{NH4Cl}$ para hacer la solución completamente alcalina, y luego añadió $\ce{NH4OH}$ hasta que la solución era amoniacal. No conseguimos ningún precipitado, el cual mostró que el Grupo 3 cationes (viz. $\ce{Al^3+}$, $\ce{Fe^2+}$ y $\ce{Fe^3+}$) estaban ausentes.

Es aquí que nos encontramos con el cambio de temperatura. Antes de la adición de $\ce{NH4Cl}$, la solución estaba en la temperatura de la habitación. Sin embargo, como hemos mantenido en la adición de $\ce{NH4Cl}$ para hacer la solución saturada y alcalina, la temperatura de la solución bajó considerablemente. Después de algún tiempo, era tan frío que las moléculas de agua en la atmósfera comenzó a condensarse en el lado exterior del tubo de ensayo. La temperatura todavía se fue abajo cuando agregamos $\ce{NH4OH}$.

Paso 4: Ahora dividimos la solución en dos partes y a través de una parte, aprobó $\ce{H2S}$. Tenemos un precipitado blanco, que indica la presencia del Grupo 4 de cationes ($\ce{Zn^2+}$).

Se debe señalar aquí que tan pronto como nos pasó el $\ce{H2S}$ gas, la temperatura de la solución de nuevo el aumento de la temperatura de la habitación.

Paso 5: Para la otra parte de la solución, hemos añadido la $\ce{(NH4)2CO3}$. Tenemos un precipitado blanco, lo que indica que el Grupo 5 cationes (viz. $\ce{Ba^2+}$, $\ce{Sr^2+}$ o $\ce{Ca^2+}$) estuvo presente.

Se debe notar que la temperatura se mantuvo casi el mismo que ahora.

Más tarde, por las pruebas confirmatorias, se determinó la presencia de sales ser $\ce{Ca(CH3COO)2}$$\ce{ZnSO4}$.

¿Alguien puede explicar qué reacciones químicas se habían producido los cuales fueron exotérmicas y endotérmicas, lo que resulta en un cambio en la temperatura de la solución?

Answer 1

Después de la ayuda por @paracetamol, me encontré con que el proceso de disolución de la $\ce{NH4Cl}$ es una reacción endotérmica, lo que resulta en la disminución de la temperatura de la solución.

Una demostración experimental se puede encontrar aquí.

Mayor información puede ser encontrada aquí.

Partes importantes de la segunda referencia:

Cuando se habla de esta cuestión, uno necesita pensar acerca de todos los procesos involucrados (o al menos los que se cuenta para la mayoría de lo que sucede). En general, cualquier proceso que va a ocurrir de manera espontánea, si $\Delta G$ es negativo. Para determinar el $\Delta G$, la ecuación (1) se utiliza.

$$\Delta G = \Delta H - T \Delta S\tag{1}$$

Hay un término entálpico relacionadas con el calor de una reacción que produce o requiere y un término entrópico que es dependiente de la temperatura. No podemos decir mucho acerca de la entropía plazo de un a priori, sino que podemos sobre el término entálpico - que es por suerte lo que la pregunta es acerca de. Para eso, necesitamos primero para escribir una ecuación de la reacción (2):

$$\ce{NH4Cl (s) + n H2O <=>> NH4+ (aq) + Cl- (aq) + m H2O}\tag{2}$$

La disolución del cloruro de amonio también se pueden considerar como dos procesos independientes, véase la ecuación $(2')$.

$$\ce{NH4Cl (s) -> [NH4+ (g)] + [Cl- (g)] -> NH4+ (aq) + Cl- (aq)}\tag{2'}$$

Lo que significa que primero nos rompen el cloruro de amonio estructura cristalina y la segunda disolvemos el desnudo de iones. Si queremos escribir en una sola entalpía términos, podemos hacerlo como se muestra en la ecuación (3).

$$\Delta H_\mathrm{tot} = -\Delta H_\mathrm{lattice}(\ce{NH4Cl}) + \Delta H_\mathrm{solv}(\ce{NH4+}) + \Delta H_\mathrm{solv}(\ce{Cl-})\tag{3}$$

Todos estos valores pueden ser buscado. Yo he dado a los calculados por Jenkins y Morris en la tabla.

$$\textbf{Tabla 1:}\text{ Valores de las entalpías utilizado en esta respuesta como}\\\text{cita de Jenkins y Morris (referencia 1).}\\\begin{array}{cccc}\hline \text{compound} & \Delta H_\mathrm{lattice} [\mathrm{kJ/mol}] & \Delta H_\mathrm{solv} [\mathrm{kJ/mol}] & \Delta H_\mathrm{tot} [\mathrm{kJ/mol}] \\\hline \ce{NH4Cl} & -709.1 & - 694.7 & 14.4 \\ \hline\end{array}$$

Así que necesitamos de la energía (mucho!) para romper la red cristalina de $\ce{NH4Cl}$. Luego nos re-ganancia de energía por la creación de la hidratado, es decir, se disuelve, los iones en solución. Si la energía es necesaria, es típicamente (excluyendo las reacciones fotoquímicas - no es el caso aquí) la energía calorífica que es simplemente extraer de los alrededores. Si la energía se libera, es típicamente (misma advertencia) liberada en forma de calor a los alrededores.

Por lo tanto:

• El calor es absorbido por el sólido cloruro de amonio. Se utiliza para romper los cristales de sal de acuerdo a la ecuación de $(2'.1)$. Parte de ella es re-lanzado (desapercibido) mediante la formación de disolvente de iones de hidrógeno de los bonos (la solvatación mecanismo de $\ce{NH4Cl}$ - ecuación de $(2'.2)$).

• Este calor es eliminado de los alrededores, que en este caso es principalmente el agua en el que se quería disolver el cloruro de amonio. (Por supuesto, la solución entonces aún más el intercambio de calor con lo que está a su alrededor, lo que significa que el aire alrededor de una botella/frasco o un exterior frasco como en su descritos instalación experimental se pierde calor en el beneficio de la $\ce{NH4Cl}$-solución).