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Termochimica


Il calore ( Q )
Il calore è una forma di energia di seconda specie che non è una funzione di stato, va quindi trattata con molta cautela.
Vi sono molti tipi di energia: per esempio l’energia meccanica è la più facile da descrivere poiché agisce sempre quando appare uno spostamento. Vi sono invece scambi di calore quando vi è una variazione di temperatura , essi però non sono “infiniti”: in un certo momento la temperatura smette di aumentare, si parla di stasi termica. L’energia termica si trasmette inoltre solo da un corpo a temperatura più alta a uno a temperatura più bassa.
Funzione di stato: una funzione è di stato se la sua variazione dipende esclusivamente dal punto di partenza al punto di arrivo, indipendentemente dal percorso seguito.
Entalpia ( H )
Per tutte queste ragioni quando abbiamo a che fare con il calore ci conviene considerarlo in una situazione ben precisa, ovvero a pressione costante, ma allora non si parlerà di calore bensì della sua funzione di stato, detta entalpia.
∆H = Q <sub>(p)</sub>

Calore specifico ( c )

Il calore specifico di un materiale corrisponde al calore necessario per far aumentare di 1°C un kg di massa. Quello dell’acqua è 4,186 k•J/kg•°C, ovvero una kcal.
c = Q / (m • ∆t)

La convenzione dei segni

Useremo la convenzione detta “egoistica” dove tutto “gira attorno” al sistema: quello che è a vantaggio del sistema avrà, quindi, segno positivo, quello che invece abbandona il sistema avrà, invece, segno negativo.

Le reazioni esotermiche

Una reazione è esotermica quando il calore abbandona il sistema, e quindi ha segno negativo.
R —> P + cal oppure —> P ∆Hr<0

le reazioni endotermiche

Una reazione è endotermica quando il calore entra nel sistema, e quindi ha segno positivo.
R + cal —> P oppure R —> P ∆Hr>0
LEGGE DI HESS
∆H<sup>0</sup><sub>reazione</sub> =∑ ∆H<sub>f</sub>P<sup>0</sup> - ∑ ∆H<sub>f</sub>R<sup>0</sup>
Tutte le entalpie sono prese “con zero” quindi con condizioni conosciute: - tutte le sostanze gassose vengono prese alla pressione di 1bar -tutte le sostanze sono prese alla temperatura di 25°C -tutte le soluzioni vengono prese con concentrazione 1M ∆H di formazione = energia necessaria per ottenere quel determinato composto dagli elementi che lo compongono, ai quali per convenzione è stata assegnata entalpia uguale a 0. Si misura in KJ/mol.
Entropia (S)
L’entropia è una grandezza termodinamica da adottare come misura del grado di disordine di un sistema, si indica con il simbolo S e si misura in J · K-1 · mol-1. Per ogni processo di trasformazione è possibile determinare la variazione di entropia ∆S calcolando la differenza tra l'entropia dei prodotti e quella dei reagenti:
∆S<sub>reazione</sub> = S<sub>prodotti</sub> - S<sub>reagenti</sub>
Generalmente ∆S è maggiore di 0 quando nella reazione si passa da reagenti ad uno stato con struttura molecolare ordinata e compatta a dei prodotti la cui struttura interna è disordinata. Ecco quindi che l’entropia aumenta nel passaggio da solido a liquido e a gas.
Un’altra causale dell’aumento di S è l’aumento del numero delle molecole: se il numero delle molecole dei prodotti è maggiore del numero delle molecole dei reagenti, ∆S>0.
Grado di disordine
Lo scopo della termochimica non è solo determinare quanto calore necessita/libera una reazione, ma anche determinare se essa è spontanea.
Il secondo principio della termodinamica afferma: “Una reazione per essere spontanea deve provocare un aumento di entropia dell’universo”
Vi sono due casi in cui queste informazioni sono sufficienti per determinare la spontaneità di una reazione.
∆Ss > 0 & ∆Sa > 0 —> Reazione sempre spontanea
∆Ss < 0 & ∆Sa < 0 —> Reazione mai spontanea
Negli altri casi abbiamo bisogno di una nuova grandezza.
Energia libera di Gibbs (G)
Una reazione per essere spontanea deve avere ∆G minore di 0
∆G < 0
∆G = ∆H<sub>reazione</sub> - T∆S<sub>reazione<sub>
Dove T in kelvin è la temperatura a cui avviene la reazione.
Grazie a questa formula possiamo determinare la temperatura di equilibrio, ovvero la temperatura sopra o sotto la quale la reazione è spontanea.
Teq = ∆H<sub>reazione</sub> / ∆S<sub>reazione<sub>
Il ∆S della reazione ci da informazioni sul ∆S del sistema: se esso è maggiore di 0, sarà maggiore anche il ∆S del sistemare viceversa.
Il ∆H della reazione e ci da informazioni sul ∆S dell’ambiente: se esso è negativo, il ∆S dell’ambienta aumenta, e viceversa.
Possiamo quindi dire che:
∆H negativo —> elemento a favore della spontaneità
∆H positivo —> elemento contro la spontaneità
∆S positivo —> elemento a favore della spontaneità
∆S negativo —> elemento contro la spontaneità
In conclusione:
∆G = + ∆H - (-T∆S) —> reazione mai spontanea poiché G>0
∆G = - ∆H - (+T∆S) —> reazione sempre spontanea
∆G = + ∆H - (+T∆S) —> reazione spontanea se T>Teq
∆G = - ∆H - (-T∆S) —> reazione spontanea se T<Teq
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