Por que é necessário arbitrar a entalpia de formação do H+ como igual a zero quando calculamos as entalpias de formação de íons em solução aquosa?
Passo 1
Beleza, vamos lá! A questão pergunta por que a gente precisa definir a entalpia de formação do H⁺ como zero quando calcula a entalpia de formação de íons em solução aquosa. Vamos usar conceitos de termodinâmica, especificamente sobre entalpia de formação.
Passo 2
Primeiro, vamos entender o que é entalpia de formação. A entalpia de formação padrão (ΔHf°) é a mudança de entalpia quando um mol de um composto é formado a partir de seus elementos nas condições padrão. Para substâncias neutras, isso é direto, mas para íons em solução, precisa de um ponto de referência.
Passo 3
Em soluções aquosas, os íons não existem isoladamente, eles estão hidratados, ou seja, rodeados por moléculas de água. Isso complica a definição de entalpia de formação porque não estamos mais lidando com elementos puros.
Passo 4
Para simplificar os cálculos e ter um ponto de referência comum, decidimos arbitrariamente que a entalpia de formação do íon H⁺ em solução aquosa seja zero. Isso serve como base para calcular as entalpias dos outros íons relativos a ele.
Passo 5
Sem essa convenção, não teríamos como comparar as entalpias de diferentes íons, já que cada um teria uma entalpia de formação relativa a um ponto de referência diferente. Definir ΔHf°(H⁺) = 0 cria uma base consistente para todas as outras medições.
Resposta
Portanto, arbitrar a entalpia de formação do H⁺ como igual a zero é necessário para estabelecer um ponto de referência comum que permita calcular e comparar as entalpias de formação de outros íons em solução aquosa de maneira consistente.