Termodinamica e reazioni chimiche
Prima Pb(N3)2 → Pb + 3N2, invece NaN3 + KNO2 → sono sostanze tossiche e per questo si mettono in un sacco con sostanze non tossiche.
V = 60 L, P1 = 1.2 atm, t = 25°C.
N2 = PV/RT = 1.2 x 60/0.021 x 298.15 = 2.9414693 moli N2 → 1 mole di Pb(N3)2.
92 di Pb(N3)2 = moli Pb(N3)2 = PM Pb(N3)2 1.2 x 60/0.021 x 298.15/3 x [207.2 + (6 x 14)/] = 285.
Come facciamo a prevedere se una reazione avviene o no?
Attraverso la termodinamica, ci occupiamo delle trasformazioni dell'energia e di come avvengono, trasferisce di essa senza però dare informazioni sulle velocità o risse meccanici.
Un sistema termodinamico è una porzione dell'universo presebilie.
- Sistema aperto = quando si scambia materia e energia.
- Sistema chiuso = quando si scambia energia, e non materia.
- Sistema isolato = quando non si scambia materia e energia in nessuna e ne osserviamo lo stato attraverso variabile di stato.
Dischi di Co 60 e amer. - prende il po 2 delle decomposizione di un solido che produce Pb(N3)2.
Prima Pb(N3)2 ⟶ Pb + 3N2.
Ora NaN3 + KNO2 ⟶ sono sostanza tossica e per questo si mettono in un locale con ventola una tossica.
V = 60 L, P = 1.2 atm, t = 25°C.
N2 = PV/RT = 1.2 × 60/0.0821 × 298.15 = 2.94146983 moli N2 ⟶ 1 mole di Pb(N3)2.
92 di Pb(N3)2 = moli Pb(N3)2 = PM Pb(N3)2 x 1.2 × 60/0.0821 × 298.15/3 × [207.2 + (6 × 14)] = 285.
Termodinamica e sistemi termodinamici
Come facciamo a prevedere se una reazione avviene o no?
Attraverso la termodinamica = si occupa delle trasformazioni dell'energia e di come avvengono. Tralasciarei che essa senza però dare informazione sulle velocità o ness meccanico.
Un sistema termodinamico è una porzione dell'universo prevedibile.
- Sistema aperto: quando si scambia materia e energia.
- Sistema chiuso: quando si scambia energia e non materia.
- Sistema isolato: quando non si scambio si energia in materia.
E noi osserviamo lo stato attraverso variabile di stato.
Si trova all'equilibrio -> le variabili sono costanti in ogni punto del sistema.
Variabili di stato
Variabili estensive dipendono dalle dimensioni del sistema, sono additive (V, numero di moli).
Variabili intensive non dipendono dalle dimensioni del sistema, non sono additive (temperatura e pressione).
Ogni sistema è caratterizzato da una propria energia interna (funzione di stato). La somma di tutte le energie cinetiche e potenziali delle sue particelle dipendono dello stato e non dalle trasformazioni.
E = Ec + Ep.
Noi possiamo variare l'energia interna di un sistema ma possiamo determinarne le variazioni a seguito di una trasformazione.
ΔU = Ufinale - Uiniziale in un qualunque suo processo.
Solo se il sistema è aperto o chiuso, quindi se E è isolato, la sua energia interna rimane costante.
Ei < Efim, l'energia viene trasferita attraverso ΔE > 0, entro energia è dall'ambiente.
Ef > Ei.
ΔE > 0.
- Positivo -> calore assorbito dallo S.
- Negativo -> calore allontanato dal S.
- Positivo -> lavoro fatto dal sistema.
- Negativo -> lavoro fatto dal sistema.
Primo principio della termodinamica
1o principio della termodinamica: l'energia è conservata, forze e lavoro sono diverse forme di energie, l'energia totale è costante.
ΔU = Q - L.
ΔU sempre uguale.
ΔU = U2 = U1, funzione di stato.
Lavoro di espansione e pulsione (o compressione).
L = pΔV.
ΔU = Qv - pΔV = Qv.
ΔU = Qp - pΔV ≡ (U2 + pV2) - (U1 + pV1) = Qp.
Def: (U + pV) come funzione di stato entalpica (H).
H = U + pV.
ΔH = Qp.
ΔH = ΔU + pΔV = Qp.
Legge di Hess e entalpia
Legge di Hess - Applicazione del principio di stato.
L'energia riguarda il calore scambiato dal sistema con l'esterno a pressione costante, quando il lavoro effettuato è solo di tipo PV.
Reazione esotermica (a pressione costante).
ΔH < 0.
(Cessione calore all'esterno).
Reazione endotermica (a pressione costante).
ΔH > 0.
Acquisto calore dall'esterno.
Calore specifico
Calore specifico = quantità di calore per cuc. (es. per H il temp di 1 g. Calore specifico indicare l'unità di sostanza) varia di 1 K.
Caloria = quantità di calore che bisogna fornire ad 1 g. di H2O per farle passare da 14,5° C e 15,5° C.
Un corpo che cede o assorbe una certa quantità di calore diminuisce o aumenta la sua temperatura.
ΔT = Tf - Ti è funzione della quantità di calore specifico scambiata (Q), dal calore specifico (Cp) e della massa del corpo (m).
Q = mcpΔT.
ΔH = quantità di calore scambiato per mole di sostanza (stato di equilibrio).
Per l'acqua:
- S → L, ΔHfusione = 6.01 kJ/mol.
- L → S, ΔHequivalente = -6.01 kJ/mol.
Combustione processo esotermico.
O2 + 2H2O ⇒ 2H2O, o la stessa elementare si ossida e si riduce ossidazione e disproporzione.
ΔH = 196,10 kJ mol-1.
Il calore di decomposizione di un composto è guato e di segno opposto al calore di combustione CH4 + 2O2.
Entalpie standard di formazione
ΔHf0 ΔHf0.
Il calore in una reazione dipende solamente dello stato iniziale e dello stato finale e non avvisamento degli stati intermedi.
Δ0H = ∑Δ0Hf prodotti − ∑Δ0Hf reagenti.
Calcolare il ΔH0f.
ΔH0f = -393.5 kJ/mol.
ΔH0f CO = -110.5 kJ/mol.
ΔHf0 CO2 - ΔHf0 CO = -393.5 - (-110.5).
Ex: 3 gr di Carbonio sono bruciati in CO2 in un calorimetro di rame. La massa del calor. è di 1500 g. L'acqua contenuta è di 2 kg di temperatura iniziale 20o e finale alla reazione 23o. Calore specifico di combustione del carbonio supposto uguale calore specifico del rame = 0,093.
Q = m.Cp.ΔT.
2000 g . 1 .11 = 22000 cal.
1500 g 0,093 .11 = 1.5.
Ex: conoscendo i calori di formazione dell'H2O (ΔH2 -57,8 Kcal.mol1) del CO2 (ΔH2 = -94 Kcal.mol1) e del combustione del metano (ΔH = -191,2 Kcal.mol1) calcolare il ΔH del formazione del metano.
ΔHof H2O = 57.8 Kcal.mol-1.
ΔHof CO2 = 94.1 Kcal.mol-1.
ΔHocomb CH4 = -191,2 Kcal.mol-1.
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O.
ΔHof CO2 + 2 ΔHof H2O - ΔHof CH4 = -191,2.
94.1 + (2 . 57.8) - x = -191.2.
ΔHof CH4 = 94,1 7 + 94 + (2 . 57.8).
Calcolare il ΔHof di NO2 sapendo che ΔHof di NO è 90,4 Kj.mol-1 e che ΔHo per la reazione NO + 1/2 O2 -> NO2 è -56,5 Kj.mol.
NO + 1/2 O2 → NO2.
ΔH = -56,5 kJ mol-1.
ΔH°NO2 - ΔH°1/2 N2 = -56,5 kJ mol-1.
ΔH°1/2 N2 → 90,4 kJ mol-1 = 56,5 kJ mol-1.
ΔH°1/2 N2 = 56,5 + 90,4 kJ mol-1.
Acido benzoico
Le leggi di Hess e la derivazione delle leggi di stato.
Acido benzoico.
C6H5CO2.
PM = 122,12.
ΔH°comb = -385,2 kJ mol-1.
Gli acidi sono caratterizzati da R - .ossiginiti funziose, legame a idrogeno tra le molecole H2O, realtà dici acido.
Nelle reazioni in combustione, restano solo CHO nella reazione si produco CO2 + H2O.
Se sono presenti altri elementi si formano CO2 + H2O e l'acido e l'aureole in quell'elemento.
C7H5O2 + 15/2 O2 → 7 CO2 + 3 H2O.
ΔHreazione = ?
∑ ΔH0CO2 + 3ΔH0H2O - ΔH0CH4, O2.
{-393,51 + [-285,83] + 3×8,20 = -3226,86 KJ mol-1.
→ CH4 + O2 → Cdiossano + 2 H2O.
① ΔH0CH4 = -890,36 KJ mol-1.
② ΔH0Å = -375,41 KJ mol-1.
Come calcola R.N2 della reazione?
① CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O.
② CO2 + O2 + 2 H2O → CO2 + 2 H2O.
(Ambos ambienti a reazione).
CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O.
CO2 + 2 H2O → C + H2.
-890,36 kj.
375, 41.
ΔHf = -292, 95 kj mol-1.
Secondo principio della termodinamica ed entropia
1o principio della Termodinamica: conservazione dell'energia.
2o principio della Termodinamica: spontaneità di una reazione.
Le reazioni portano a ottenere un disordine nel sistema. Teoria di Boltzmann.
L'entropia è legata al disordine del sistema (funzione di stato) e possiamo definire in misura ed entropia intesa da loro. Quindi possiamo definire valori assoluti della variazione di essa.
Ogni evento che è accompagnato ad un aumento di entropia è irreversibile - spontaneo ed irrecuperabile. Ragion per cui l'evento favorevole dell'entropia è raggiunto a una condizione dell'universo.
L'entropia viene definita come ΔS = Qrev/T.
Il rapporto del calore scambiato in un processo reversibile è il tempo in cui avviene (processo reversibile → all'equilibrio).
Quando un sistema non trova intorno a sé - stimoli in condizione di equilibrio diminuisce tutta la reazione → reazione reversibile già elaborata con tutte le funzioni variabili di stato.
Questo è un processo irreversibile (disordine perché richiede un tempo definito per aver luogo).
Se rispetto vale questo calcolo: ΔS > Qrev/T.
Si può calcolare l'entropia con un sistema attraverso il 3o principio della term. (Teorema di NERNST).
Solido Liquido Gas, diminuire dell'entropia (esotermico) → diminuzione dell'entropia (endotermico).
Definizione: entropia è valore zero in un cristallino puro e perfetto.
S = 0 quando T = 0 K.
T = 0 K.
S = 0-------------------T = 0 K.
S ≥ 0.
Entropie residue standard.
Entropia residua standard → per i clatrati e ghiaccio.
ΔS0m = Σ1Sj0 - Σ1Sp0.
Per una mole S = R ln g Q.
Teoria di Boltzmann.
Probabilità macroscopica dello stato.
Insegnata in [3,8,31].
Energia libera di Gibbs
G = energia libera di Gibbs.
G = H - TS, contribuzione di entalpia ed entropia.
Non è nuovamente il valore assoluto ma solo la variazione.
ΔG = ΔH - TΔS, funzioni di stato, per le quale vale la legge di Hess, ma permettono di prevedere se la reazione è spontanea, ovvero.
ΔGreag = ΔHreag - TΔSreag <0 spontanea reazione esotermica dai prodotti all’aumento di entropia.
ΔGf = ΔHf - TΔSf > spontanea.
- La rottura di legame richiede energia.
- La formazione di legame libera energia (processo esotermico).
Le note di ΔG < 0, spontanea a temperatura T e indicativa.
Se |ΔH| > |ΔS| non è vero, con ΔH <0 ΔS<0.
ΔG sempre sicura.
|ΔH| |ΔS|.
Con valore basso.
Le reazioni esotermiche che hanno luogo con diminuzione di disordine avvengono a basse temperature. Se sale la temp ed il calore puo Ho [la formula matematica notata da terrore 9] si trova in equilibrio e non avviene spontaneamente oltre la temp rc > 0 e l'reattivo quasi spontanea senza le reazioni spontanea ma sono la reazione inverse.
F ∆S >0 ∆H ∆H ? ∆H ? ∆S ∆G ΔG ≠0 eq l trovato T amminarsi la cotta lesistenza delle di calore una Ciò che carbonio.
Reazioni di disordine.
Endotermico con aumento di disordine: ∆H>0 ∆S> | ∆H ∆S∉∆S ≧0 con T elevato, a base temperature le reazioni non avvengono spontanee alterando la temp l'ordine di etere.
Curriculum: ∆G = ∆H - T ∆S.
Un processo con: ∆H >0 (endotermico) e ∆S <0 (diminuendo del disordine) non sarà mai spontaneo.
∆H <0 (esotermico) e ∆S >0 (aumento del disordine) sarà quasi spontaneo.
Ogni volta che ci trova con vento contrario, il ventaglio diviene sempre più alta.
Reazione con lo iodio
Reazione con lo iodio.
6 I2 + 12 NaOH ⟶ 10 NaI + 2 NaIO3 + 6 H2O.
(I2 ⟶ 2 I-) x 5.
(I2 ⟶ 2 I- + 10 e-) x 2.
6 I2 + 10 e- ⟶ 10 I- + 2 I- + 10 e-.
Energia libera standard di reazione
L'energia libera standard di una reazione è calcolabile mediante le relazioni.
ΔGreaz = ΣΔGf°i prodotti - ΣΔGf°i reagenti.
Ex: CH4 + 2 O2 ⟶ CO2 + 2 H2O.
ΔG°? condizioni standard.
ΔG = {2ΔGf°i H2O + ΔGf°i CO2} - (ΔGf°i CH4 + 2ΔGf°i O2).
298,15 x ΔSf°2 H2O - 298,15 x ΔSf°2 CO2.
ΔSCH4 = ΔHf°i CH4 - 298,15 x ΔSf°i CH4.
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