Chimica - Appunti presi a lezione

∆H

Per poter paragonare i valori di (variazioni di entalpia),

L’energia non è però una grandezza assoluta, non ha uno 0 di riferimento

le varie sostanze e le reazioni devono essere considerate nelle stesse condizioni.

∆H

In altre parole, poiché i dipendono dalle condizioni di P e T della reazione,

è conveniente riferirsi a delle condizioni di riferimento.

Lo stato standard o di riferimento è lo stato della specie pura

nello stato fisico e nella sua forma termodinamicamente più stabile a P=1atm e T=25C°.

Ad esempio, il metano si trova allo stato gassoso in natura, mentre l’acqua è liquida.

Se tutte le sostanze coinvolte in una reazione chimica sono nel loro stato standard, la

0

∆

variazione d’entalpia è indicata variazione standard d’entalpia che rappresenta la

variazione d’entalpia che si ha nella reazione di formazione di una mole del composto a

partire dalle sostanze elementari. 1 mole di molecole di metano

Per esempio con corrispettivo calore

messo in gioco per la formazione

della mole di molecole di metano

0f

∆H

I valori dei dei vari composti chimici sono stati determinati e tabellati.

Per convenzione l’entalpia standard di formazione di ogni sostanza elementare

è uguale a zero, perché così la troviamo disponibile in natura. →

Consideriamo ora la generica reazione chimica nella seguente forma: aA+bB cC+dD

0reaz

∆H

Per tale reazione la variazione standard d’entalpia :

0reaz 0f 0f 0f 0f

∆H ∆H ∆H ∆H ∆H

= c (C) + d (D) - a (A) - b (B)

dove a,b,c e d sono i coefficienti stechiometrici con cui A, B, C e D appaiono nella reazione

chimica bilanciata. a moli del prodotto A + b moli del prodotto B

reagiscono per

In generale si può scrivere che: c moli del prodotto C + d moli del prodotto D

0,

0reaz ∑

∆H ∆

=

dove è il coefficiente stechiometrico della generica specie presa con il segno + per i

0,

∆

prodotti e con il segno – per i reagenti e è l’entalpia molare standard di formazione

della generica specie i.

Quella sopra scritta è la forma matematica della legge di Hess.

Quindi per applicare la legge di Hess:

1. Si scrive la reazione chimica

2. Si bilancia la reazione chimica

3. Si applica la legge di Hess tenendo conto di quanto scritto sopra

La legge di Hess si basa sul fatto che l’entalpia è una grandezza di stato:

per passare dallo stato termodinamico “reagenti” a quello “prodotti” si possono seguire

due cammini diversi, ma equivalenti dal punto di vista entalpico:

• Direttamente dai prodotti ai reagenti

• Si può pensare di prendere i reagenti e scomporli negli elementi puri, per poi

prendere gli elementi puri e ricomporli nei prodotti 0reaz

∆H

Questi due cammini sono equivalenti da un punto di vista entalpico poiché il ,

essendo H una grandezza di stato, non dipende dal cammino percorso per passare dallo

stato iniziale (reagenti) allo stato finale (prodotti), ma soltanto dal valore della funzione di

stato entalpia nello stato iniziale e in quello finale.

0f 0reaz

∆H ∆H

Quindi, conoscendo il dei reagenti e dei prodotti si può calcolare il ,

cioè la variazione di entalpia standard di qualunque reazione.

0reaz

∆H

Se > 0 si ha un processo endotermico;

0reaz

∆H

Se < 0 si ha processo esotermico (es. reazione di combustione);

ESERCIZIO

ESERCIZIO (per l’esame)

Dopo aver bilanciato la reazione, applico la legge di Hess Il calore messo in gioco quando brucio 1 mol di combustibile

6.2.3-CRITERI PER DEFINIRE LA SPONTANEITA’ DELLE REAZIONI CHIMICHE

Fino ad ora abbiamo considerato gli effetti termici delle trasformazioni chimiche ma la sola

conoscenza degli effetti termici (∆) di un processo chimico non è un criterio sufficiente

per definire se una reazione procede spontaneamente dai reagenti verso i prodotti.

Se considerassimo solo il fattore energia, dovremmo dire che le sole reazioni esotermiche

sono spontanee (∆<0), perché comportano una diminuzione del contenuto energetico del

sistema reagente. > 0)

Ma la realtà sperimentale ci dice che esistono numerosi processi fisici (∆

che avvengono spontaneamente in una direzione preferenziale che non può essere

spiegata solo sulla base della prima legge della termodinamica.

Un gas ideale espande spontaneamente nel vuoto, e questo non corrisponde al tendere

verso uno stato a più bassa energia, poiché le risultanze sperimentali dimostrano che

l’energia di un gas ideale è indipendente dal volume.

In pratica il primo principio della termodinamica non permette di definire la spontaneità

di un processo chimico (reazione chimica).

Un gas ideale espande spontaneamente nel vuoto poiché, pur non essendoci variazione di

energia, dopo l’espansione le molecole possono occupare un volume maggiore: il

disordine molecolare è maggiore.

L’entropia (S) è una grandezza che misura il disordine molecolare di un sistema

termodinamico.

L’entropia (S) aumenta man mano che aumenta il disordine molecolare di un sistema

termodinamico

Si passa quindi al secondo principio della termodinamica…

6.3-IL SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA

Un processo chimico è spontaneo quando diminuisce l’energia (entalpia) mentre aumenta l’entropia

6.3.1-IL SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA: L’ENTROPIA

L’entropia dell’energia dell’universo è in continuo aumento

Mentre il primo principio della termodinamica ci dà informazioni sull’andamento della

funzione di stato energia interna, il secondo principio definisce l’andamento generale di

un’altra funzione di stato che è l’entropia (S).

∆

La variazione di entropia di un sistema per una trasformazione è definita da:

2

∆ = ∫

1

Se un sistema chiuso subisce una trasformazione reversibile, scambiando con l’ambiente

,

la quantità di calore alla temperatura assoluta l’entropia è una funzione

∆ =

termodinamica tale che la sua variazione è data dall’uguaglianza:

La combinazione di queste due informazioni porta all’introduzione di un’altra grandezza:

l’energia libera di Gibbs (G) che ci dà informazioni circa la spontaneità dei processi chimici.

= −

dove H è l’entalpia, T è la temperatura assoluta ed S è l’entropia

Il valore di questa grandezza, o più correttamente della sua variazione, fornisce

l’indicazione sulla fattibilità delle reazioni chimiche.

Dalla definizione di G otteniamo che la variazione dell’energia libera tra lo stato finale e

∆ = ∆ − ∆ = 0)

iniziale è a temperatura costante (∆

∆ < 0 ∆ > 0 → ∆ < 0

Un processo è sicuramente spontaneo quando e

∆ > 0 ∆ < 0 → ∆ > 0

Un processo è sicuramente non spontaneo quando e ∆ = ∆ → ∆ = 0

Un processo è all’equilibrio ad una determinata temperatura se

∆

Quindi il segno di dà informazioni sulla spontaneità di una reazione chimica.

La reazione chimica va avanti fino a quando non si raggiunge l’equilibrio.

È bene precisare che l’informazione sulla spontaneità delle trasformazioni chimiche dataci

∆

dal segno di prescinde totalmente dal tempo.

Per esempio, esistono dei processi che, pur essendo spontanei, apparentemente non avvengono.

Nella realtà questi processi avvengono, ma così lentamente da essere impercettibili dall’occhio

umano.

ESERCIZIO

ESERCIZIO ESERCITAZIONE 07/04: TERMODINAMICA

ESERCIZIO: LEGGE DI HESS

Calcolare il calore sviluppato dalla combustione di due moli di acetilene ( ) noti

2 4

∆ °( ) = 12,69 /, ∆ °( ) = −96,96 /, ∆ °( ) =

() () ()

2 4 2 2

−68,36 /.

ESERCIZIO: LEGGE DI HESS

ESERCIZIO: LEGGE DI HESS

ESERCIZIO: ENTALPIA

ESERCIZIO

7-GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

7.1-LA MATERIA COME UNIONE DI MOLECOLE

7.1.1-INTRODUZIONE

Sinora abbiamo evidenziato come la materia è costituita da atomi, particelle piccolissime e

divisibili (elettroni, protoni e neutroni).

Poi abbiamo visto come gli atomi si legano tra di loro per formare molecole e ora è il

momento di mettere insieme le molecole per formare la materia nei suoi stati di

aggregazione.

L’esperienza sperimentale ci dice che esistono 3 stati principali di organizzazione della

materia:

• Stato gassoso (interazioni nulle)

• Stato liquido Lo stato di aggregazione dipende

• Stato solido (interazioni molto forti) dalle interazioni degli elementi

che costituiscono la materia

7.2-LO STATO GASSOSO

7.2.1-CARATTERISTICHE GENERALI DEI GAS

I gas appaiono come sostanze prive di forma e volume propri:

assumono la forma ed il volume del recipiente che li contiene.

Queste proprietà suggeriscono che i gas sono costituiti da particelle libere di muoversi in

tutte le direzioni e quindi le relazioni esistenti tra le particelle di un gas sono deboli.

7.2.2-L’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS

Una sostanza gassosa è definita quando sono noti:

il volume del contenitore (V), che contiene il gas, la pressione (P) che le particelle del gas

esercitano sulle pareti del recipiente e la temperatura (T) e le relazioni tra loro.

L’esperienza sperimentale dice che esiste una relazione matematica tra volume di una

quantità di sostanza e valore di pressione e temperatura: si tratta dell’equazione di stato

= (, , )

•

e sono rispettivamente temperatura e pressione e sono grandezze intensive, cioè

grandezze il cui valore non dipende dalla quantità di materia o dalle dimensioni del

campione considerato;

•

e sono rispettivamente volume e numero di moli e sono grandezze estensive,

cioè grandezze il cui valore dipende dalla quantità di materia o dalle dimensioni del

campione considerato;

• n è la quantità di materia (espressa in moli).

7.2.2-L’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS: LEGGE DI BOYLE (I CONTRIBUTO: LEGGE ISOTERMA)

Isoterma = temperatura costante

Si tratta di una legge sperimentale: Boyle isolò un