Termodinamica, calore, temperatura, funzioni di stato

La termodinamica

La termodinamica si occupa di tutti i trasferimenti energetici. Quando si riferisce alla chimica parliamo di un energia termochimica. Il calore è l’energia che si trasferisce da un corpo caldo ad un corpo di temperatura inferiore.
La temperatura è un energia interna quindi il calore è l’energia esterna di un corpo.
Unità di misura del calore= joule.
Unità di misura della temperature= kelvin.
Un sistema è una porzione ben definita di materia, sottoposta alle nostre indagini.
In chimica il sistema è il sito della reazione (luogo dove avviene la reazione).
Tipi di sistema:
- aperti= quelli aperti sono quelli che scambiano con l’ambiente sia energia sia materia;
- chiusi= quelli che scambiano con l’ambiente soltanto energia;
- isolati= quelli che non scambiano ne energia ne materia;
Dal punto di vista energetico ci sono reazioni endotermiche che assorbono energia ed esotermiche che liberano o cedono energia all’ambiente.
Possiamo definire energia chimica come energia immagazzinata nei legami chimici.
L’energia termica è uguale alla somma delle energie cinetiche rappresentata con il valore della temperatura.
La velocità delle particelle aumenta con l’aumento della temperatura.
Il principio della conservazione dell’energia= l’energia totale si conserva cambia soltanto la forma.
Per misurare il calore si utilizza il calorimetro.
Per le reazioni di combustione si usa la bomba calorimetrica.

Parti componenti di un calorimetro

- recipiente con dell’acqua dotato di un termometro che misura l’innalzamento della temperatura dell’acqua e un agitatore, corrente elettrica;
-il calore= m*c*differenza di temperatura(delta= t1 -t2) (massa*calore specifico*delta)
-kelvin=c*275
-1 cal=4,18j
-c=k-273,15
-reazioni di sintesi, di decomposizione, di scambio semplice e di doppio scambio, reazioni di combustione e di precipitazione
Potere calorifico ----> l'E ottenuta dalla combustione di 1 Kg di combustibile a p= cost.
kcal/g

Funzioni di stato

È una grandezza fisica il cui valore dipende soltanto dallo stato iniziale e finale del sistema e non dal percorso.

Esempio:
Misurazione di una differenza di temperatura in un sistema.
La differenza di temperatura= temperatura finale – temperatura iniziale.

Esempi:
Temperatura, pressione, numero di moli, volume.

Attenzione: calore e lavoro non sono funzioni di stato, il loro valore dipende da cosa è avvenuto tra lo stato iniziale e quello finale.

Esempio:
Abbiamo le mani fredde.
Per riscaldarci possiamo avvicinarle a una sorgente di calore oppure sfregandole. Quando si sfregano le mani noi consumiamo un lavoro e il lavoro è maggiore di 0. Il calore assorbito da una fonte esterna di calore il lavoro è uguale a 0
Secondo caso: il calore è maggiore di 0e i.l lavoro uguale a 0. Quindi il calore e lavoro dipendono dal percorso seguito in una data trasformazione.

Il calore di reazione

Reazione di combustione del metano endotrermica.
1) CH4 (g) + O2 (g) -------> CO2(g) + H2O (g)+ Q.
I legami si rompono dei legami deboli e si formano dei legami più forti.
Legami deboli vuol dire energia minore per romperli.
Reazione di sintesi per l’ossido di azoto esotermica.
2) N2(g) + O2(g) + Q -----> NO(g)
3) Si rompono legami forti e si formano legami deboli.
L’energia richiesta per rompere i legami deve essere maggiore.

Primo principio della termodinamica

Si basa sulla conservazione dell’energia.
L’universo è considerato un sistema isolato di conseguenza la sua energia è costante (clausius).
In generale i sistemi variano la loro energia sia: scambiando calore sia attraverso lo svolgimento di lavoro ma sempre l’energia deve essere costante.
Quindi possiamo dire che calore e lavoro sono forme di energia in transito.
Invece l’energia del sistema chiamata energia interna si accumula.
Energia interna simbolo(U maiuscolo).
La differenza di energia sarà uguale al calore + lavoro.
Delta Q sarà la variazione dell’energia interna.
Q sarà il calore scambiato con l’ambiente.
L sarà il lavoro compiuto sul sistema o dal sistema.
In un sistema isolato deltaU è costante di conseguenza anche la somma del calore + lavoro sarà costante.

Convenzioni

Il calore:
1) Il calore è maggiore di 0 quando il sistema assorbe energia.
2) Il calore viene considerato negativo quando il sistema cede energia.

Il lavoro:
1) Il lavoro è considerato positivo se viene compiuto sul sistema.
2) Il lavoro viene considerato negativo se viene compiuto dal sistema.

Esempio: Mg (s) + O2 (g)-------> Mg O (s) + Q+ luce

Differenza di energia interna vuol dire energia interna dei prodotti- energia interna dei reagenti.
1)Se il sistema assorbe energia dall’ambiente allora vuol dire che la sua energia finale aumenta quindi la sua energia finale sarà maggiore di quella iniziale.
deltaU sarà maggiore di 0.
2)se il sistema libera energia vuol dire che la sua energia finale di 0 conseguenza deltaU sarà minore.