Química geral

As dissoluções em geral, podem ser endotérmicas ou exotérmicas, ou seja o soluto pode absorver calor do solvente fazendo a solução como um todo ficar mais fria (dissolução endotérmica), ou o soluto pode liberar calor para solvente, fazendo com que a solução fique mais quente (dissolução exotérmica)

Ao pegarmos um sólido, por exemplo o sal de cozinha e o dissolvermos em água, primeiramente é necessário separar os átomos desse sal, isto é, separar o sódio do cloro, romper a ligação iônica que os unem, e para isso é necessário um gasto de energia, denominado energia de rede, é necessário portanto, fornecer energia (processo endotérmico) equivalente a energia de rede para que os átomos desses sal fiquem separados. Logo após isto, temos que jogar esses íons em água, e a água agora irá gastar uma energia para realizar a solvatação desses íons (energia de hidratação), num processo espontâneo e com liberação de energia (processo exotérmico).

Percebemos que a nível microscópico a dissolução de um sólido em um líquido pode ocorrer em duas etapas, uma endotérmica (energia de rede) e outra etapa exotérmica (energia de hidratação), com a lei de Hess, podemos verificar o balanço energético e apontar qual delas foi a maior em módulo, se por exemplo forem necessários absorver 80 J para quebrar as ligações e a água liberou 70 J no processo de equilíbrio, então houve uma dissolução endotérmica de +10 J.

Nota-se que que a variação de entalpia é uma função de estado, isto é, o caminho que o soluto levou até ser dissolvido não interessa, e sim apenas seus estados iniciais e finais, assim podemos supor que o soluto passou pelos dois processos acima, e que o resultado será algo muito próximo do realizado experimentalmente.