Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Entalpia de solução e neutralização


A química envolve muitos processos onde a energia é absorvida ou liberada. Dois conceitos importantes em termodinâmica relacionados a isso são a entalpia de solução e a entalpia de neutralização. Esses conceitos fazem parte de um campo chamado calorimetria, que é o estudo da medição das mudanças de calor resultantes das reações químicas.

O que é entalpia?

A entalpia é uma medida da energia total de um sistema termodinâmico. Inclui energia interna, que é a energia necessária para criar o sistema, e energia de pressão-volume, que é a energia necessária para criar espaço para o sistema deslocando seu ambiente. Em termos simples, entalpia é o conteúdo de calor de um sistema.

Na química, geralmente expressamos a mudança de entalpia com o símbolo ΔH. Ele representa o calor absorvido ou liberado a pressão constante.

Entalpia de solução

A entalpia de solução, também conhecida como calor de solução, é a mudança de entalpia causada pela dissolução de um mol de soluto em um solvente. Esse processo pode absorver calor do ambiente (endotérmico) ou liberar calor para o ambiente (exotérmico).

Considere um exemplo comum — dissolvendo sal na água. Quando o sal de cozinha (NaCl) é dissolvido na água, a interação entre os íons Na+ e Cl- no sal e as moléculas de água libera energia devido à formação de interações íon-dipolo. No entanto, também é necessária energia para quebrar as ligações iônicas no sal. A mudança geral na energia determina se o processo é endotérmico ou exotérmico.

Visualizando a entalpia de solução

Para visualizar este processo, considere a seguinte representação simples da interação:

soluto solvente ΔH

Cálculo de exemplo

Se dissolver 1 mol de sal em água leva a um aumento de temperatura, isso significa que o processo é exotérmico e ΔH é negativo. Suponha que dissolver 1 mol de uma substância eleva a temperatura em 5 °C, e a capacidade calorífica específica da solução é conhecida, então você pode calcular ΔH usando a fórmula:

        ΔH = -m × c × ΔT

onde m é a massa da solução, c é a capacidade calorífica específica, e ΔT é a mudança de temperatura.

Entalpia de neutralização

A entalpia de neutralização é a mudança de entalpia quando o ácido e a base se combinam para formar um mol de água. Esta é geralmente uma reação exotérmica, o que significa que o calor é liberado. A reação geral é assim:

        HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Durante a neutralização, os íons de hidrogênio H+ do ácido reagem com os íons de hidróxido OH- da base para formar água. A energia é liberada pela formação de moléculas de água.

Visualização da entalpia de neutralização

Aqui está uma visualização simplificada do processo:

Ácido Base + calor

Cálculo de exemplo

Para calcular a mudança de entalpia durante a reação de neutralização, você precisa medir a mudança de calor no calorímetro usando a seguinte fórmula:

        q = -m × c × ΔT

onde q é o calor absorvido ou liberado, m é a massa da solução, c é a capacidade calorífica específica, e ΔT é a mudança de temperatura do ambiente. Na prática, a entalpia de neutralização é usualmente dada em quilojoules por mol de água formado (kJ/mol).

Fatores que afetam a mudança de entalpia

Vários fatores podem afetar a mudança de entalpia medida de uma reação:

  • Concentração: Soluções mais concentradas podem ter uma maior mudança de entalpia devido ao aumento das interações iônicas.
  • Temperatura: As taxas de reação e mudanças de energia podem variar com a temperatura.
  • Natureza do solvente: Diferentes solventes têm interações diferentes com o soluto, o que afeta a mudança de energia.

Resumo

Os conceitos de entalpia de solução e neutralização são importantes para entender as mudanças de energia em reações químicas. Entalpia de solução envolve interações soluto-solvente e pode ser endotérmica ou exotérmica, dependendo das substâncias envolvidas. Entalpia de neutralização ajuda a entender a energia liberada durante a reação de ácidos e bases, que são principalmente exotérmicas. Ambos os conceitos não são apenas fundamentais na química, mas também têm implicações importantes em aplicações industriais onde a eficiência energética e o gerenciamento de calor são importantes.


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Entalpia de solução e neutralização

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