Appunti Chimica generale e inorganica

CALORIMETRO

Zampieri Andrea Il calorimetro è lo strumento per misurare il trasferimento di calore

ENTALPIA (H)

Grandezza utilizzata per seguire le variazioni di energia durante le reazioni chimiche.

Variazione di entalpia, ΔH.

Calore che il sistema libera o assorbe a P costante

A P costante, se il sistema assorbe calore, H si innalza (foto)

Se il sistema libera calore, H diminuisce (foto).

L’entalpia è una proprietà o grandezza di stato.

L’entalpia dipende dallo stato iniziale e finale del sistema. Il percorso fatto (es. Le

trasformazioni) è

indifferente.

Variazione di entalpia = ΔH = H – H

finale iniziale

• Reazione endotermica => ΔH > 0

• Reazione esotermica => ΔH < 0

Vaporizzazione liq → gas

È necessario fornire calore (processo endotermico) ΔH > 0

Entalpia molare di vaporizzazione ΔHvap

Differenza di entalpia in una mole di molecole tra stato liquido e stato vapore

ΔHvap = H – H

vapore liquido

Fusione sol -> liquido

È necessario fornire calore (processo endotermico) ΔH > 0

Entalpia molare di fusione ΔHfus

Differenza di entalpia di una mole di molecole tra stato solido e stato liquido

ΔHfus = H - H

liquido solido

La differenza di entalpia di un processo e quello opposto è la stessa (foto). Cambia solo il

segno.

L’energia di un processo più ampio è data dalla somma della differenza di entalpia dei

singoli processi.

Curva di riscaldamento

Una curva di riscaldamento rende graficamente come varia la temperatura di un campione

mentre forniamo del calore a velocità costante.

Foto

Nei passaggi di stato, la temperatura rimane sempre costante, non varia fornendo energia.

Zampieri Andrea

ENTALPIA DI REAZIONE

Variazione di entalpia che accompagna ad una reazione chimica

Entalpia = calore liberato o assunto durante una reazione chimica dipende da:

- stato fisico dei reagenti e dei prodotti

- pressione

Esempio reazione di combustione del metano

CH + 2O → CO + 2H O

4 2 2

E’ indipendente dalla reazione

Queste reazioni è equivalente alle moli, doppie moli sarà doppio il risultato

0

Entalpia di reazione standard ΔH

Riferita alla reazione con reagente e prodotti nello stato standard:

Nella formula pura;

➢ Alla pressione di 1 atmosfera;

➢ Nel caso di specie chimiche in soluzione, alla concentrazione 1 M.

➢

I dati termodinamici sono riferiti generalmente alla temperatura di 25°C(298,15K)

Se una reazione è esotermica al contrario sarà endotermica

esempio: 0

C H O + 6O → 6CO + 6H O ΔH = - 2808 kJ esotermica

6 12 6 2 2 2 0

6CO + 6H O → C H O + 6O ΔH = + 2808 kJ endotermica

2 2 6 12 6 2

Come calcolare l’entalpia di reazione?

0 0f 0f

1. ΔH = ΣnΔH (prodotti) - ΣnΔH (reagenti) Σ=sommatoria

entalpia dei prodotti - entalpia reagenti (tutto tenendo conto dei coeff. stechiometrici)

0f

2. ΔH (elemento nella forma stabile) = 0 (per convenzione l’entalpia degli elementi è 0)

3. Legge di Hess*

*LEGGE DI HESS

L’entalpia di reazione complessiva è la somma delle entalpie di reazione dei singoli stadi nei

quali la reazione può essere suddivisa (anche teoricamente)

Zampieri Andrea

RIASSUMENDO

0f

ΔH di una sostanza: calore scambiato (a pressione costante) nella formazione di quella

sostanza, a partire dagli elementi nello stato standard.

0f

A un elemento nello stato standard, si attribuisce ΔH = 0

Stato standard

- Solidi e liquidi: sostanza pura (a=1) nella forma più stabile a p esterna = 1 bar(=1atm)

- Soluto in una soluzione liquida: soluzione ideale, a= 1 (1 M), p esterna = 1 atm

- Gas: ideale puro, f = 1 (1 atm)

or of 0f

ΔH = (Σ c ΔH ) - (Σ c ΔH )

prodotti reagenti

or

• Reazione endotermica => ΔH > 0: assorbito calore

or

• Reazione esotermica => ΔH < 0: ceduto calore

Segno algebrico di ΔH come criterio di spontaneità di un processo?

L’entalpia non basta per farci capire se una reazione è spontanea o no, ci serve l’entropia.

ENTROPIA(S)

Misura di disordine di un sistema, materia che tende al livello minimo di energia.

Piccola parte di energia che risulta sempre non utilizzabile per fare un lavoro.

L’energia interna fa riferimento alla quantità di energia del sistema.

L’entropia fa riferimento al modo in cui l’energia accumulata nel sistema.

l’entropia tende ad aumentare nel corso di un processo spontaneo.

Bassa entropia → scarso disordine

Elevata entropia → grande disordine

Zampieri Andrea

SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

L’entropia tende ad aumentare nel corso di un processo spontaneo.

ENTROPIA(S)

S dipende dalla temperatura:

S°= 0 per un cristallo perfetto a T= 0K (terzo principio termodinamica)

a 298 K: S° > 0

or o o

ΔS = (Σ c S ) - (Σ c S )

prodotti reagenti

si calcola come l’entalpia

ΔS di una reazione rappresenta la variazione del grado di disordine del sistema e può

essere maggiore o minore di 0.

Se in una reazione chimica vengono prodotte specie gassose, o se i è un aumento della

quantità di gas rispetto ai reagenti, si avrà AUMENTO DI ENTROPIA (ΔS maggiore di 0).

Reazioni che hanno sempre aumento di entropia: nelle specie gassose.

Se in una reazione chimica vengono consumate specie gassose, o se vi è una diminuzione

della quantità di gas rispetto ai reagenti, si avrà DIMINUZIONE DI ENTROPIA (ΔS minore di

0).

Quando invece vengono consumate le specie gassose: diminuzione di entropia: reazione di

haber

Anche da stato liquido a solido abbiamo diminuzione di entropia(aumento dell’ordine).

es.

N + H →← NH

2(g) 2(g) 3(g)

N + 3H →← 3NH Diminuzione di entropia

2(g) 2(g) 3(g)

Noi esseri umani per essere ordinati dobbiamo cedere calore all’ambiente.

L’entropia è stata utilizzata anche per capire se la teoria evoluzionistica di darwin fosse vera.

● Perchè sotto i 0°C l’acqua congela spontaneamente?

ΔS + ΔS > 0

sistema ambiente

Quando l’acqua congela, diminuisce l’entropia del sistema(solido più ordinato del liquido),

ma aumenta l’entropia dell’ambiente(cessione di calore all’ambiente).

SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Ogni cambiamento spontaneo si accompagna ad un aumento dell’entropia complessiva (

sistema + ambiente). Il secondo processo della termodinamica ci permette di fare previsioni

sulla spontaneità di un processo o di una reazione chimica ma non completamente.

Zampieri Andrea

La grandezza che tiene conto dell’entropia del sistema e dell’ambiente utilizzando solo dati

relativi del sistema è l’energia libera del sistema (o energia libera di Gibbs, G)

ΔG = ΔH - TΔS

ΔH = variazione di entalpia

ΔS = variazione di entropia

T = temperatura(?)

A P e T costanti, un processo spontaneo si svolge nel verso che comporta una libera

diminuzione di energia.

ΔG < 0 PROCESSO SPONTANEO

Questa equazione mette bene in evidenza l’importanza sia della variazione di entropia che

di quella di entalpia in una trasformazione, ed anche il fatto che l’entropia diventi sempre più

importante all’aumentare della temperatura

● Attenzione

Processo spontaneo= processo che ha tutte le qualità per avvenire ma non è detto

che avvenga

ΔG = ΔH - TΔS

Processo esotermico con aumento di entropia

❖ ΔH < 0 ΔS > 0

Spontaneo ΔG < 0

(Combustione)

Processo esotermico con diminuzione di entropia

❖ ΔH < 0 ΔS < 0

Spontaneo solo se |TΔS| < |ΔH|

(a basse T, es. liquefazione di un gas)

Processo endotermico, aumento di entropia

❖ ΔH > 0 ΔS > 0

Spontaneo solo se TΔS > ΔH

(ad alte T, es. vaporizzazione liquido)

Processo endotermico, diminuzione di entropia

❖ ΔH > 0 ΔS < 0

Non spontaneo ΔG > 0

Zampieri Andrea Riassunto

Reazioni SPONTANEE che non avvengono?!

Termodinamica indica se una reazione può avvenire ma senza dire niente sulla velocità con

cui la reazione ha luogo. In molti casi, una reazione spontanea avviene così lentamente che

la sua

velocità non è misurabile (cioè non avviene affatto).

-1

O (g) + 2 H (g) → 2 H O ΔG= - 474 kJ mol

2 2 2

La reazione è ha un ΔG fortemente negativo, e quindi è spontanea. Tuttavia a temperatura

ambiente è lentissima, e miscele di idrogeno ed ossigeno possono rimanere inalterate per

anni.

Questo ci spiega anche perché possano esistere composti con energia libera di formazione

positiva (termodinamicamente instabili), come il benzene, che altrimenti dovrebbero

immediatamente decomporsi negli elementi. Questi composti, che sono

termodinamicamente instabili, ma non si decompongono, sono detti inerti.

STRUTTURA DELL’ATOMO

↓

Materia costituita da atomi (100 elementi conosciuti)

120 considerando la tavola periodica attuale

● ATOMO: la più piccola particella di un elemento che conserva le proprietà

caratteristiche

dell’elemento stesso.

● ELEMENTO: specie chimica costituita da un solo tipo di atomi.

● COMPOSTO: specie chimica costituita da due o più tipi di atomi differenti secondo

una proporzione fissa e costante (es. NaCl). Atomi legati mediante legame

chimico.

PARTICELLE SUBATOMICHE

Sono fiorite ipotesi diverse sulla struttura dell’atomo dal ‘800.

1807: Dalton con ipotesi atomica (atomo indivisibile)

➔ Il primo modello che tiene conto che l’atomo è composto da particelle subatomiche è

quello di Dalton

Zampieri Andrea

Fine 1800/inizi ‘900: idea delle particelle subatomiche (protoni, neutroni, elettroni)

➔ Poi venne modificato da Thomson (idea che i protoni e neutroni sono dispersi come

➔ l’uvetta e canditi nel panettone)

1908: Rutherford con l’idea di atomo nucleare

➔ Rutherford ha immaginato un nucleo interno (con la carica positiva e la parte della

massa) e degli elettroni che circolassero intorno al nucleo, tipo sistema

solare.(modello planetario)

MODELLO DI RUTHERFORD E I SUOI LIMITI

Raggi-x passavano per la maggior parte oltre la lamina d’oro, pochi venivano deviati e

pochissimi tornavano indietro, questa esperienza gli fece capire che l’atomo non poteva

e