Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Motta Alessandro, libro consigliato Chimica un approccio molecolare , Tro

L'energia

L'energia è la capacità di compiere un lavoro e può essere trasferita sotto forma di calore.

L = F x S

Tipi di energia

• Energia: capacità di compiere un lavoro
• Energia cinetica: dovuta al movimento
• Energia potenziale: dovuta alla posizione o alla composizione
• Energia chimica: associata alla posizione degli elettroni e dei nuclei
• Energia termica: associata alla temperatura

La legge di conservazione dell'energia afferma che essa non può essere né creata né distrutta.

Ma viene trasferita e può assumere forme differenti.

Un modo per capire e osservare le modifiche che subisce l'energia è quello di definire il sistema.

L'ambiente è ciò con cui il sistema può scambiare energia.

In uno scambio energetico, viene scambiata energia fra l'ambiente e il sistema: se il sistema perde energia, l'ambiente guadagna la stessa quantità esatta di energia e viceversa.

Possiamo ricavare l'unità di misura dell'energia da:

EC = 1/2 mv² [Kg(m/s)²] = J

Una seconda unità di misura è la caloria (cal) = quantità di energia richiesta per innalzare di 1°C la temperatura di 1 g di acqua

1 cal = 4.184 J

1 Cal = 1 Kcal = 1000 cal

I legge della termodinamica

Termodinamica = studio dell'energia e delle sue trasformazioni

I legge: L'energia totale dell'universo è costante

L'energia interna (E) di un sistema è la somma dell'energia cinetica e potenziale di tutte le particelle che compongono il sistema. È una funzione di stato - il suo valore dipende solo dello stato in cui si trova il sistema e non dal modo in cui il sistema è giunto in quello stato.

L'energia

L'energia è la capacità di compiere un lavoro e può essere trasferita sotto forma di calore.

Tipi di energia

• Energia cinetica: dovuta al movimento
• Energia potenziale: dovuta alla posizione o alla composizione
• Energia termica: associata alla temperatura
• Energia chimica: associata alle posizioni degli elettroni e dei nuclei

La legge di conservazione dell'energia afferma che essa non può essere né creata né distrutta. È tuttavia trasferita e può assumere forme differenti. Un modo per capire e osservare le modifiche che subisce l'energia è quello di definire il sistema. L'ambiente è ciò con cui il sistema può scambiare energia.

Possiamo ricavare l'unità di misura dell'energia da:

EC = 1/2 mv² < Kg(m/s)² > = J

Una seconda unità di misura è la caloria (cal) = quantità di energia richiesta per innalzare di 1°C la temperatura di 1g di acqua

1 cal = 4.184 J

1 Cal = 1 Kcal = 1000 cal

I legge della termodinamica

Termodinamica = studio dell'energia e delle sue trasformazioni

I legge: L'energia totale dell'universo è costante

L'energia interna (E) di un sistema è la somma dell'energia cinetica e potenziale di tutte le particelle che compongono il sistema. È una funzione di stato - il suo valore dipende solo dello stato in cui si trova il sistema e non dal modo in cui il sistema è giunto in quello stato.

Una variazione di energia interna (ΔE) è determinata dalla differenza di energia interna fra lo stato finale e quello iniziale:

ΔE = E_finale - E_iniziale

In un sistema chimico:

ΔE = E_prodotti - E_reagenti

ES:

C (s) + O₂ (g) ⟶ CO₂ (g)

Energia interna

Dove finisce l'energia persa dai reagenti?

SISTEMA ⟶ AMBIENTE

ΔE 0

ΔE_SIS = -ΔE_AMB

Se i reagenti hanno E > dei prodotti, ΔE_sis è negativo e l'energia fuoriesce dal sistema.

Se i reagenti hanno E sis è positivo e l'energia finisce nel sistema dall'amb.

Secondo la prima legge della termodinamica ΔE è uguale alla somma del calore trasferito (q) e il lavoro svolto (w):

ΔE = q + w

Calore

Calore: scambio di energia termica dovuto a una differenza di temperatura.

Il trasferimento di calore si arresta quando sistema e ambiente raggiungono la stessa temperatura, condizione chiamata equilibrio termico.

q e T sono direttamente proporzionali. La costante di proporzionalità tra q e ΔT è la capacità termica.

q = C x ΔT è una proprietà estensiva

La misura della capacità intrinseca di una sostanza di assorbire calore e la sua capacità termica specifica (C_s)

L è una proprietà intensiva

Il C_s può essere utilizzato per quantificare il rapporto tra la quantità di calore fornito e il corrispondente aumento della temperatura:

q = m x C_s x ΔT

Lavoro di espansione

Lavoro di espansione (pressione - volume)

Lavoro associato ad un cambiamento di volume.

W = F · Δs

Causato da ΔV che si oppone ad una P esterna

Quando il volume di un cilindro aumenta, si verifica una spinta contro una forza esterna (p_est):

p_est = F/A ⇒ F = p_est x A

W = p_est x A x Δs ⇒ W = p_est x A x Δh

Poiché il volume di un cilindro è la sua base x altezza → l'espressione per il lavoro diventa:

W = p_est x ΔV [101,3 5 = 1 atm]

Il modo più semplice per ottenere il ΔE di una reazione chimica è quello che tutte le variazioni si manifestino sotto forma di calore:

Ci calcoliamo il ΔT causato dal flusso di calore:

ΔE = -q + W ↓ p_extxΔV

Se una reazione viene condotta a volume costante ΔV = 0 → w = 0

Il calore sviluppato, chiamato calore a volume costante è = ΔE_reaz.

È possibile misurare il calore sviluppato utilizzando la

q_cal = - q_reaz

q_reaz = q_v = ΔE_reaz.

Entalpia

Entalpia: somma tra la sua energia interna e il prodotto della sua pressione per il volume. L costante H = E + PV

È una funzione di stato → la variazione di entalpia per processi che avvengono a pressione costante è: ΔH = ΔE + PΔV

Se ΔH > 0 il calore entra nel sistema quando avviene la reazione (endotermica)

Se ΔH < 0 reazione esotermica

Riassumendo

• Il valore di ΔH per una reazione chimica è la quantità di calore assorbito o sviluppato in una reazione in condizioni di pressione costante;
• Una reazione endotermica ha un ΔH positivo e assorbe calore dall’ambiente circostante. Una reazione endotermica produce una sensazione di freddo al tatto;
• Una reazione esotermica possiede un ΔH negativo e cede calore all’ambiente circostante. Una reazione esotermica produce una sensazione di caldo al tatto.

Processi endotermici e esotermici

L’energia potenziale è la fonte di energia in una reazione chimica esotermica.

In una reazione endotermica succede il contrario.

Entalpia di reazione - proprietà estensiva, la quantità di calore generato o assorbito dipende dalla quantità dei reagenti

In una reazione che avviene in una quantità misurata di soluzione all’interno del calorimetro (m nota) il calore sviluppato/assorbito causa un cambiamento di temperatura. Conoscendo la capacità termica specifica si può calcolare q_sol, cioè il calore perso/assorbito dalla soluzione:

q_sol = m × c_sol × ΔT

q_reaz = -q_sol (è viceversa)

1. Quando un'equazione chimica viene moltiplicata per un fattore, allora anche ΔH_reaz va moltiplicata per lo stesso fattore.

A + 2B = C ΔH₁

2A + 4B = 2C ΔH₂ = 2 x ΔH₁

2. Quando la direzione di una reazione chimica viene invertita, allora cambia il segno di ΔH_reaz.

ΔH = H_fin. - H_iniz.

Quando una reazione viene invertita, gli stati iniziale e finale si scambiano e ΔH cambia di segno.

A + 2B → C ΔH₁

C → A + 2B ΔH₂ = -ΔH₁

3. Se un'equazione chimica può essere espressa come la somma di una serie di passaggi, allora ΔH_reaz per la reazione complessiva è uguale alla somma dei calori di reazione di ogni singolo passaggio:

A + 2B → C ΔH₁

C → 2D ΔH₂

A + 2B → 2D ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂

Nota come legge di Hess

Entalpia standard di formazione

Entalpia standard di formazione (standard)

Possiamo definire lo zero dell'entalpia nel modo più conveniente possibile.

Questo standard consiste in 3 parti:

• Lo stato standard
• La variazione di entalpia standard (ΔH°)
• L'entalpia standard di formazione (ΔH_f^°)

Lo stato standard

• Per un gas: è il punto puro che si trova ad una pressione di esattamente 1 atm.
• Per un liquido o un solido: è la sostanza pura nella sua forma più stabile a P: 1 atm e T di interesse.
• Per una sostanza in soluzione: è una soluzione a concentrazione 1 M.

Variazione di entalpia standard

2- Variazione di entalpia standard (_rH^o)

La variazione di entalpia di un processo in cui tutti i reagenti e prodotti sono nel loro standard.

Entalpia standard di formazione

3- Entalpia standard di formazione (_fH^o)

Per un composto per la variazione di entalpia quando 1 mol del composto si forma dai suoi elementi costitutivi nel loro stato standard

Per un elemento puro nel suo stato standard _fH^o = 0

_fH^o è chiamato calore standard di formazione.

Es:

C_{(s, grafite)} + 2H_2(g) → CH_4(g)

_fH^o = -74,6 KJ/mol

Calcolare la variazione di entalpia standard per una reazione

Elementi → composto _fH^o decomposizione

Composto → elementi -_fH^o decomposizione

Possiamo usare questi due concetti per calcolare la variazione di entalpia di qualsiasi reazione:

1. Si decompongono i reagenti nei loro elementi costitutivi nello stato standard

REAGENTI → ELEMENTI

_rH^o

-Σ _fH^o (reagenti)

2. Si formano i prodotti dagli elementi costituenti nel loro stato standard

ELEMENTI → PRODOTTI Σ _fH^o

REAGENTI → PRODOTTI _rH^o = Σ_fH^oprodotti - Σ_fH^oreagenti

REAGENTI → PRODOTTI

Es:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2 H₂O

CH₄ + C + 2H₂

_rH^o - 0 - (-74,6) = +74,6 KJ/mol

1. C + O₂ → CO₂

_fH^o = -393,5 - (0) = - 393,5 KJ/mol

2. 2 [H₂ + 1/2 O₂ → H₂O] _fH^o = 2(-241,8 - 0)

= -482,16 KJ/mol

3) Legge di Hess 74,6 - 393,5-482,16 = -802,5 KJ/mol _rH^o