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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Energia interna e entalpia


Introdução à termodinâmica

No estudo da química e, especialmente, da termodinâmica, há dois conceitos importantes que você encontrará: energia interna e entalpia. Esses termos são úteis para entender como a energia muda durante uma reação química e como o calor interage com um sistema em diferentes circunstâncias.

Entendendo a energia interna

A energia interna é um conceito que tenta descrever a energia total contida dentro de uma substância. Inclui toda a energia cinética (devido ao movimento das partículas) e energia potencial (devido às interações entre as partículas) presentes nas partículas da substância. Numa reação química, a energia interna é essencialmente a energia armazenada nas ligações químicas e o movimento randômico dos átomos e moléculas.

Imagine um sistema fechado onde nenhuma partícula possa entrar ou sair, e pense nele como uma caixa cheia de moléculas de gás. A energia interna dessa caixa pode ser pensada como a soma de todas as energias cinéticas das moléculas e a energia resultante de suas interações.

Fórmula da energia interna

A energia interna total U de um sistema é representada como a soma da energia cinética e energia potencial de todos os seus componentes.

U = KE + PE

Onde:

  • KE é a energia cinética total.
  • PE é a energia potencial total.

Entendendo a entalpia

Enthalpia é outra forma de energia, mas está mais relacionada a mudanças de energia em reações químicas que ocorrem a pressão constante. Enthalpia é definida como a energia interna incluindo o produto da pressão e o volume do sistema.

Em termos simples, se você tem um sistema como um balão inflado, à medida que ele se expande, seu volume muda, realizando trabalho contra a pressão atmosférica externa. Esse trabalho faz parte da mudança de entalpia.

Fórmula da entalpia

Enthalpia H é expressa matematicamente como:

H = U + PV

Onde:

  • H é a entalpia.
  • U é a energia interna.
  • P é a pressão.
  • V é o volume.

Relações e diferenças

Tanto a energia interna quanto a entalpia são funções de estado, o que significa que dependem apenas do estado atual do sistema, não de como o sistema chegou a esse estado. Eles nos fornecem um meio de entender a transferência de calor e o trabalho realizado em um sistema.

O fator diferenciador é que, enquanto a energia interna considera todos os tipos de energia em um sistema fechado, a entalpia considera a energia necessária para criar espaço ou volume contra uma certa pressão em um sistema.

Exemplo visual: aquecimento de gás

Considere um recipiente de gás. Aquecer o gás aumenta sua energia interna porque as moléculas do gás se movem mais rapidamente. Se o gás expande ao ser aquecido, trabalho é realizado pelo sistema (empurrando contra as paredes do recipiente ou a atmosfera), o que envolve uma mudança na entalpia.

Nesta ilustração simplificada, o movimento da partição dentro do recipiente parece causar um aumento de volume, à medida que o gás se expande para a direita devido ao aquecimento.

Mais informações sobre entalpia: Calor de reação

Na prática, os químicos estão frequentemente interessados na mudança de entalpia durante uma reação, conhecida como calor de reação. Esta é a diferença de entalpia entre os produtos e os reagentes e é expressa como:

ΔH = H_produtos - H_reagentes

Reações exotérmicas: Se ΔH for negativo, a reação é exotérmica, o que significa que libera calor para o entorno. Por exemplo, reações de combustão são geralmente exotérmicas.

Reações endotérmicas: Por outro lado, se ΔH for positivo, a reação é endotérmica, requerendo calor do entorno. Um exemplo disso seria o derretimento do gelo ou a dissolução do nitrato de amônio em água.

Exemplo de cálculo para mudança de entalpia

Vamos considerar um exemplo prático de como a entalpia muda durante uma reação química. Suponha que temos a combustão do propano:

C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

A mudança de entalpia para a reação pode ser determinada usando a entalpia padrão de formação:

ΔH = [3(ΔHf_CO2) + 4(ΔHf_H2O)] - [ΔHf_C3H8 + 5(ΔHf_O2)]

O ΔH resultante nos dirá se o calor é absorvido ou liberado, fornecendo informações importantes sobre o perfil energético da reação.

Conclusão

Entender a energia interna e entalpia é essencial ao se aprofundar nos processos termodinâmicos em reações químicas. Esses conceitos servem como base para estudar transformações de energia e entender as complexidades das reações de uma perspectiva termodinâmica. Com a energia interna, avaliamos o conteúdo energético molecular dentro de um sistema, e com a entalpia, avaliamos mudanças durante reações a pressão constante, incluindo mudanças de fase e transformações químicas. Esses conceitos impactam significativamente a maneira como os químicos preveem o comportamento das reações, escrevem equações termodinâmicas balanceadas e estimam a energia transferida em processos laboratoriais ou industriais.


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Energia interna e entalpia

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