Lezione 3 Combustione e impatto ambientale

Calore di formazione ed entalpia

Calore di formazione (entalpia) = calore di reazione per mole di sostanza per fare reazione hoss(T) = h0 (...)= ∫ φ(T) dT + Δhf(T0)

Hi⁰ = Σ_ρ(Δhform + hφ,i)

Calore di reazione:= [ H_i⁰(T) - H_A⁰(T) ]

L’entalpia di combustione = potere calorifico = ρ(T) λρ1 = Qρ2 + Qρ3

Se adiabatica → Qρ = 0

Quando scrive "R->P" si intende reagenti e prodotti; "0" al pedice indica le condizioni di riferimento.

Entalpia

H = U + PV

dh = dU + pdV + vdP

dH = dQ + Vdp a p costante

Calore di formazione (entalpia) = calore di reazione per mole di sostanza per fare reazione

∫_To φ_p (T) dT + Δh

H_i^o = Σρ

Si fa sia per i prodotti che per i reagenti.

Calore di reazione

L’entalpìa di combustione = potere calorifico = ρ(T)

Se adiabatica --> Qρ = 0

Qidonea T_max T_od con H_CO

Stato di equilibrio chimico

Reaz. spontanee ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ ≡ non intervento esterno [ Irreversibile ]

I^o principio termodinamica

Quota energia ma non tempo spontaneità.

A condizioni fissate T, ρ

d[...T, i]_t------------- = 0
dt

Non cambia la concentrazione di sostanze i-esime nel tempo!

dS = dS_rev + dS_irev = (Q/T) + dS_irev

∇dS > 0

L_rev = - ∫ pdV

dU = Q + L

L = L_rev + L_irev

∇dS > dU + pdV

Se S, V fisse noeq → dU = 0

U = U_min

V, U fissi eq → S = S_max

Energie libere

Eu. libera di Helmholtz

A - U - TS

Eu. libera di Gibbs

G = H - TS

G = U + pV - TS

dg = dU + dVp + Vdp - TdS - SdT

Tau P, tau T fisse

go su

S > dU + pdv

Quindi ho equilibrio <-> dG < 0

Reaz. spontanea <-> G < 0 (variazione negativa)

Quindi G = ∑_i=1 ^N ni gi

gi = hi - Tgi

gs = gi - gi^o

R^* ln pi / po

dg = mi dni

Principi termodinamici

I/II principio termodinamica

gS = dU + pdv

dH = dU + dVp + pdv

gs = dH - Vdp

dg = dH - TdS - SdT = Vdp - SdT

Con H = U + pV

Grafico per stato di avanzamento reazione

Equilibrio

Reag. -> Prodotti

Avanzamento

Con questa tabella capisco equazione

G prodotti < G reagenti

Tabella 1.1

General Equilibrium Criteria for Closed Thermodynamic System

Variables Held Constant

Criteria for Thermodynamic Equilibrium in a Closed System

PV

Sp, TV, Tp, SV, SS, U or A, TA, V or G, p

U, V or H, S

G, T or H, p

dH - T ds = dg + S dT = 0

dU - T ds = dg + S dT = 0

d(U - TS) + p dV = dG - V dp = dA + p dV = 0

dU + p dV = dH - V dp = 0

dA = 0

dH = 0

dU = 0

dT = 0

dS = 0

dp = 0

dG = 0

Reazione chimica

aI + 5β ⇆ cC + dS con T = cost

Grado di libertà

_∑i∈R ν_p,i μ_i - _∑i∈P ν_p,i μ_i = 0

_∑ ν_i ν_i = 0

ΔG = G° + R^*T ln _ρ/_ρ0

ΔG_reazione = a _μ°i,T + 5 _μ°β,T - c _μ°c,T - d _{μ°d,T n° moli un molarico} - R^*T ln Gibbs fissa

_{(ρc/ρ0)^c(ρd/ρ0)^d(ρβ/ρ0)⁵(ρi/ρ0)^a}

∴ cond. eq. (T): ΔG_reaz = 0

_{(ρc)^c (ρd)^d(ρβ)⁵(ρi)^a}

(a+s-c-d) _ρ0

_{Kp⇆costante di equilibrio di reaz.}

_Con

_{T costante}

_{Definizione di N.B.}

_Kρ = e ^{neg. ΔG°_T / R* T}

Ma G_reaz = G° + R ∗ T ln Q = quoziente di reazione

[C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

[Ci] = [C]_i unitaria

→ cond. eq. (T) : G_reaz = 0

G° = -RT ln K_p

G_reaz = -RT ln K + RT ln Q

Se Q < K ⇒ sx → dx spontanea

Se ↑ prod. → Q ↑ fino a K

Se Q > K ⇒ sx ← dx se ↑ reag. → Q ↓ fino a K

→ P_i = C_i R ∗ T ma anche P_i = x_i ⋅ P

K_p = K ( ^: )

K_X = K (^ir , P )