Chimica

Nozioni di base sull’energia

Definizioni

Termochimica: è lo studio del calore assorbito o rilasciato durante i cambiamenti chimici e fisici.

Energia: è la capacità di fornire calore o di compiere un lavoro.

Esistono due tipi di energia:

• Potenziale → energia che un oggetto possiede a causa della sua posizione, composizione chimica o condizione relativa.
• Cinetica → energia che un oggetto possiede a causa del suo movimento.

Legge di conservazione dell’energia: durante lo sforzo fisico o chimico, l’energia non può essere né creata, né distrutta anche se la sua forza può cambiare.

Energia termica → è un tipo di energia cinetica, associata al movimento casuale di atomi e di molecole.

La temperatura → è una misura quantitativa di “caldo” e “freddo”.

Dunque:

• Molecole che si muovono velocemente → alta energia termica → CALDO.
• Molecole che si muovono lentamente → bassa energia termica → FREDDO.
• Infatti: le molecole di un campione caldo si muovono più velocemente di quelle di un campione freddo.

Calore (q) → è il trasferimento di energia termica tra due corpi di temperature diverse.

Il “flusso di calore” aumenta l’energia termica di un corpo e diminuisce quella dell’altro.

La materia che subisce reazioni chimiche e cambiamenti fisici può rilasciare o assorbire calore.

Dunque:

• Se un cambiamento rilascia calore → processo esotermico (es: combustione metano).
• Se un cambiamento assorbe calore → processo endotermico (es: ghiaccio istantaneo).

Come si misura il calore

Come si misura il calore (unità di misura)?

Storicamente si misura in caloria (cal), una Caloria è la quantità di energia necessaria per innalzare la temperatura di un grammo di acqua di 1° C (o 1 kelvin).

La Caloria (con la c maiuscola) è utilizzata per le calorie degli alimenti (Kcal).

L’unità del calore, dell’energia e del lavoro nel sistema internazionale è il Joule (J), il joule è la quantità di energia utilizzata quando una forma di 1N sposta un corpo di 1 m.

1 caloria = 4,184 joule

Esiste una proprietà diretta tra calore e aumento della temperatura (e viceversa).

q + ΔT

q = c · ΔT

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Capacità termica → è la quantità di calore che assorbe o rilascia un corpo quando subisce una variazione di temperatura (∆T) di 1 ° C.

= /∆

• La capacità termica è una proprietà estensiva (cioè dipende dall’estensione/quantità).

Calore specifico o capacità termica specifica (c) → è il calore necessario per aumentare la temperatura di 1 grammo di sostanza di 1° C.

= /( ∙ ∆)

• È una proprietà intensiva, dipende dalla densità di sostanza, non dalla quantità.

In più: l’acqua ha un calore specifico di 4,184 (S/g°C).

Ha un elevato calore specifico (in confronto agli altri elementi, circa 1).

Come calcolare la quantità di calore q che entra o esce da una sostanza:

= ∙ ∙ ∆

ΔT = temperatura finale - temperatura iniziale

• Se una sostanza acquista energia termica → T finale > T iniziale → q è positivo.
• Se una sostanza perde energia termica → T finale < T iniziale → q è negativo.

Sistema, ambiente e calorimetro

Sistema → è la sostanza, o le sostanze che subiscono il cambiamento fisico o chimico.

Ambiente circostante: sono tutte le altre sostanze, compresi gli apparecchi di misurazione.

Ad esempio:

Sistema → porzione di mondo che ci interessa.

Ambiente → il resto del mondo.

Universo → sistema + ambiente.

Esistono 3 tipi di sistema:

• Aperto → scambia energia e materia.
• Chiuso → scambia energia.
• Isolato → non cambia né energia né materia.

Calorimetro → utilizzato per misurare la quantità di calore coinvolta in un processo chimico e fisico.

Ci sono 2 tipi:

• A tazzina: per sostanze liquide (basse temperature).
• A bomba: per sostanze gassose (alte temperature).

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Energia interna e prima legge della termodinamica

Energia interna (U) → è l’insieme di tutti i possibili tipi di energia presenti in una sostanza.

Non è possibile però quantificarla → possiamo calcolare però:

La relazione tra la variazione di energia interna (ΔU), il calore (q) e il lavoro (W). Quest’ultima è riassunta nella prima legge della termodinamica.

∆ = +

Convenzione per i segni di q e W:

• Processo esotermico q<0 (-).
• Processo endotermico q>0 (+).
• Lavoro sull’ambiente W<0 (-).
• Lavoro sul sistema W>0 (+).

Lavoro di espansione e pressione volume:

Si verifica quando:

• Un sistema spinge indietro l’ambiente circostante contro una pressione di contenimento: = −_ ∙ ∆ = (_/) ∙ ( ∙ ∆) = −_ ∙ ∆
• A = sezione circolare.
• L’ambiente circostante è un sistema.

Esempio:

Considerando un motore a combustione interna:

• Sistema → benzina e ossigeno.
• Ambiente circostante → resto dell’universo.

⇒ La reazione è esotermica → cioè il calore viene ceduto all’ambiente = -q.

↳ La reazione spinge i pistoni verso l’esterno, quindi compie un lavoro sull’ambiente circostante = -W.

∆ = +

Quindi:

Importante:

Il valore di una funzione di stato dipende solo dallo stato in cui si trova un sistema.

L’energia interna diminuisce = -ΔU.

E l’energia interna è un esempio di funzione di stato e non dal modo in cui è stato ottenuto (importa il risultato, non come ci arrivi).

Entalpia

Entalpia (H) → è definita entalpia la somma dell’energia interna di un sistema (U) e del prodotto della sua pressione (P) e del suo volume (V).

= + ∙

• L’entalpia è una funzione di stato dunque è possibile solamente misurare la variazione di entalpia (ΔH).
• A pressione costante la variazione di entalpia (ΔH) è:

∆ = ∆ + ∙ ∆

∙ ∆ = ,

• Per definizione: i segni aritmetici di ΔV e W saranno opposti: ∙ ∆ = −
• A pressione costante il calore scambiato q = q e:

p

3

∆: _ +

Sostituendo quindi nell’equazione di variazione di entalpia si ottiene che:

∆ = _ + −

Quindi: ∆ = _

In un’equazione termochimica, la variazione di entalpia (ΔH) di una reazione è scritta a destra dell’equazione bilanciata.

Esempio: O (g) → H O (l)

_2 () + 1/2 2 2

ΔH = -286 KJ

Questo valore di ΔH indica la quantità di calore associato alla reazione così come è stata scritta.

Proprietà dell’entalpia

• Se viene invertita reazione chimica → anche il segno aritmetico di ΔH viene invertito;

Esempio:

ΔH = -286KJ

_2 () + 1/2 _2 () → _2

ΔH<0 → reazione esotermica.

ΔH = 286KJ

_2 () → _2 () + 1/2 _2 ()

ΔH>0 → reazione endotermica.

• Se i coefficienti stechiometrici dell’equazione chimica sono moltiplicati per qualche motivo, moltiplico l’entalpia (ΔH).

ΔH = -286

_2 () + 1/2 _2 () → _2 ()

ΔH = -286 · 2 = -572KJ

2() + 1/2 _2 () → 2_2 ()

• La ΔH di una reazione dipende dallo stato fisico dei reagenti e dei prodotti, che devono quindi essere indicati.

ΔH = -286 (2 gas 1 liquido) → _2 () + 1/2 _2 () → _2 ()

ΔH = -242 (2 gas 1 gas) → _2 () + 1/2 _2 () → _2 ()

Variazione di entalpia e stato standard

Variazione di entalpia;

La variazione di entalpia è tipicamente tabulata per le reazioni in cui i reagenti e i prodotti si trovano nelle stesse condizioni.

Uno stato standard è un insieme di condizioni comunemente accettate ed utilizzate come punto di riferimento per la determinazione delle proprietà in altre condizioni diverse.

Condizioni di stato standard UPAC:

• Pressione di 1 bar (in chimica si usa l’atmosfera (atm), 1 bar = 0,987 atm).
• Soluzione a concentrazione 1 M (1 mole per 1 l di soluzione).
• Importante la temperatura (solitamente 25° C = 298,15K, ma non tecnicamente standard).

Per indicare l’entalpia misurata in condizioni standard introduco “°” all’apice → ∆H°.

Esempio: entalpia standard di combustione ΔH°comb.

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È la variazione di entalpia quando 1 mole di una sostanza brucia (si combina rigorosamente con l’ossigeno) in condizioni di stato standard.

• Per esempio, l’entalpia di combustione dell’etanolo è pari a -1366.9 Kj/mol.

N.B. questa è la quantità di calore prodotta quando 1 mole di etanolo subisce una combustione completa a 25° e 1 atm di pressione, ottenendo prodotti a 25° e 1 atm.

Questa è una “condizione controllata”, è chiaro che una combustione non avviene ad una temperatura così bassa, viene raffreddata durante la misurazione, è dunque approssimata, per mantenere lo standard.

_6 + _5 + () + 3() → 2_2 + 3_2 ()

ΔH°comb = -1366,8 Kj/mol

Entalpia standard di formazione

Entalpia standard di formazione (ΔH°f):

È una variazione di entalpia per una reazione in cui si forma esattamente 1 mole di una sostanza pura dai suoi elementi costituiti dai loro stati più stabili in condizioni di stato standard.

Ad esempio: ΔH°f di CO è pari a -393,5 Kj/mol.

2 () + () → _2

ΔH° = ΔH°f = -393,5 Kj/mol

• Per definizione, l’entalpia standard di formazione di un elemento nella sua forma più stabile è uguale a 0 in condizioni standard.

Importante:

∆Fa di ogni elemento allo stato stabile la trovi sulla tavola periodica.

Esempio:

• Scrivere la reazione stabile di reazione di ΔH°f (C H OH(l))

4 32C (grafite) + 3 _2 () + 1/2 _2 ⇒ C H OH(l)2 5

Cosa ho fatto? Ho cercato le forme stabili degli elementi dal problema, li ho sostituiti a sinistra e ho messo i coefficienti stechiometrici per bilanciarla.

• Scrivere la reazione stabile di reazione di ∆H°f (NH (g))

31/2 _2 () + 3/2 _2 () → _3 ()

ΔH° = ΔH°reaz f

Ci sono due modi per misurare la quantità di calore coinvolta in un cambiamento chimico:

• Misurandola sperimentalmente;
• Calcolarla in base ad una variazione di entalpia;

Legge di Hess

Legge di Hess

Se un processo può essere scritto come la somma di più processi, la variazione di entalpia del processo totale è la somma delle variazioni di entalpia dei vari passaggi;

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(la legge è valida perché l’entalpia è una funzione di stato)

• La variazione di entalpia dipende solo dal punto in cui un processo chimico inizia e finisce, non nel percorso che compie dall’inizio alla fine;

Esempio:

Possiamo pensare che la reazione del carbonio (combustione) con l’ossigeno per formare l’anidride carbonica avvenga in modo diretto o attraverso un processo a due fasi:

Diretto: () + _2 () → _2 () ΔH° = -394 Kj

Due fasi:

• Prima si forma il monossido di carbonio.
• Poi, il monossido di carbonio reagisce ulteriormente per formare anidride carbonica.

Fase 1: () + 1/2 _2 () → _2 () ΔH° = -111 Kj

Fase 2: () + 1/2 _2 () → _2 () ΔH° = -283 Kj

Somma ΔH° di entrambe = -394 Kj

Vediamo dunque, come secondo la legge di Hess, la ∆H della reazione diretta è la stessa della reazione in due fasi.

Diagramma di entalpia della reazione: possiamo utilizzare la legge di Hess per determinare la variazione di entalpia di qualsiasi reazione se sono disponibili le corrispondenti entalpie di formazione (trovi su tav. periodica).

Le reazioni che consideriamo sono:

• Decomposizione dei reagenti nei loro elementi costitutivi (per le quali le variazioni di entalpia sono proporzionali al negativo delle entalpie di formazione dei reagenti) seguite d …….
• Ricombinazioni degli elementi per dare i prodotti (con variazioni entalpiche proporzionali all’entalpie di formazione dei prodotti).

La variazione di entalpia standard della reazione complessiva è pari a:

• La somma di entalpie standard di formazione di tutti i prodotti;

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• Più la somma dei negativi delle entalpie standard di formazione di tutti i reagenti;

Quindi:

〖 〗 〖 〖 〗 〖 〖 〗 〗〗

∆° _ = ∑▒ ∙ ∆ ° _ () − ∑▒ ∙ ∆ ° _ ()

N = coefficienti stechiometrici

〖 〗

∆ ° _ = lo trovo nella tavola periodica

Radiazioni elettromagnetiche

Come è possibile investigare sulle strutture di un atomo?

Radiazioni elettromagnetiche

Con le → Onde: un’onda è un’oscillazione o movimento periodico che può trasportare energia da un punto all’altro.

Esempi di onde:

• Scuotere l’estremità di una corda.
• La caduta di un sasso nell’acqua.
• L’espansione dell’aria che accompagna il fulmine.

In questi casi:

L’energia cinetica transita attraverso la materia, mentre la materia rimane al suo posto.

Onde elettromagnetiche:

• Non viaggiano solo attraverso la materia → ma anche nel vuoto.
• Sono costituite da un campo elettrico oscillante e un campo magnetico anch’esso oscillante (entrambi perpendicolari alla direzione di marcia).
• Viaggiano a velocità costante → velocità della luce (c).

Tutte le onde sono caratterizzate da:

• Lunghezza d’onda (λ) = distanza tra due picchi o avvallamenti consecutivi di un’onda.
• Frequenza (ν) = numero di lunghezza d’onda successive che passano per un punto nell’unità di tempo.
• Ampiezza = metà della distanza tra i picchi o gli avvallamenti.

Unità di misura:

• Frequenza è l’Hertz (Hz) → 1 Hz = espresso in cicli al secondo che si hanno per un’onda in un secondo (si utilizza i multipli: megahertz e gigahertz);
• Il prodotto della lunghezza d’onda per la sua frequenza, dalla sua velocità a cui si propaga nel vuoto;

∙ = (à )

Importante: la lunghezza d’onda e la frequenza sono inversamente proporzionali.

Spettro elettromagnetico → insieme di tutti i tipi di energie elettromagnetiche.

Onda stazionaria

Onda stazionaria → è l’onda che rimane vincolata in uno spazio e rimane invariata nel tempo.

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Vibrazione fondamentale: = /2

Prima armonica: = → /2 = /2

Seconda armonica: = 3/2 → /3 = /3

• N → Nodi: punti speciali non in movimento;
• Per le onde stazionarie monodimensionali, i nodi sono punti sulla linea;
• Per le onde stazionarie bidimensionali, i nodi sono linee sulla superficie;

Possiamo quindi trovare dei punti (i nodi) che sono fermi.

Paradossi della fisica classica

Fisica classica:

• Un corpo nero è un emettitore ideale che approssima il comportamento di molti materiali quando vengono riscaldati.

Nel 1900 Planck ricava un’espressione teorica: la sviluppò partendo dal presupposto che gli atomi che compongono il forno (preso in considerazione) vibrano a frequenza sempre maggiore all’aumentare della temperatura.

• Planck assunse che gli atomi richiedessero energia quantizzata (possono assumere solo alcuni valori, non tutti).

= ∙ ℎ ∙

n = 1,2,3,….. h = nota come costante di Planck

h = 6,626 · 10 J · s -24

L’effetto fotoelettrico → gli elettroni potevano essere espulsi dalla superficie di un metallo.

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• Einstein: dice che la luce che colpisce la superficie è un flusso di particelle chiamate FOTONI.

L’energia dei fotoni dipende dalla loro frequenza:

= ℎ ∙

Spettri a righe

Spettri a righe:

Due tipi:

• Assorbimento atomico.
• Emissione atomica.

• Gli atomi dello stesso elemento danno lo stesso spettro.
• Perché = la luce emessa da un gas espressa → in righe discrete (solo i gas però).

1885 Balmer → mette in relazione le lunghezze d’onda con dei numeri interi (solo le 4 righe del visibile).

1/ = (1/4 − 1/^2 ) n = 3,4,5,6

Rydberg → vede tutte le linee dello spettro di emissione.

1/ = _∞ (1/(_1^2 ) − 1/(_2^2 ))

n e n sono numeri interi → n < n → R è la costante di Rydberg (1,097 · 10 m )

7 -11 2 1 2 ∞

Modello di Bohr

Modello di Bohr

Incorpora nella descrizione di meccanica classica dell’atomo, quanto segue:

• Le idee di Planck sulla quantizzazione dell’energia;
• La scoperta di Einstein che la luce è costituita da fotoni la cui energia è proporzionale alla frequenza;

Bohr ipotizzò:

• Che l’elettrone in orbita attorno al nucleo non emettesse normalmente alcuna radiazione;
• Mentre l’elettrone emette e assorbe un fotone se si sposta su un’orbita diversa;

L’energia assorbita o emessa riflette la differenza delle energie orbitali secondo questa equazione:

|∆| = |_ − _ | = ℎ = ℎ/

E ed E energia orbitale finale e iniziale → i f

Espressione di Bohr per le energie quantizzate:

_ = −/^2

n = 1,2,3,….. numero quantico k = costante di proporzione →

Ottiene → espressione di Rydberg:

Δ = (1/(_1^2 ) − 1/(_2^2 )) → _ = /

Limit