Appunti di teoria di fondamenti di chimica parte 2

ENERGIA LIBERA di GIBBS

Libera = libera di essere utilizzata

Non tutta ΔH è sfruttabile

• energia potenziale

Il rendimento tecnologico non può superare quello chimico

ΔS_amb = ^{ΔS_int - ΔS_uni}/_T

-TΔS_amb = ΔH_int - TΔS_int < 0 processo spontaneo

                         > 0 non spontaneo

ΔG = ΔH - TΔS equazione dell'energia libera di Gibbs

ΔG < 0 => spontaneo

G è una funzione di stato

ΔH => energia totale TΔS => energia già scambiata

Se ΔS_universo > 0 => il processo è spontaneo

ΔG = G_prodotti - G_reagenti

• Se ΔG = 0 ho una situazione di equilibrio: le 2 direzioni del processo sono ugualmente spontanee
• Se ΔG < 0 è spontaneo il processo inverso

Con ΔG = 0 posso determinare T

Elementi: nella forma più stabile in condizioni standard hanno ΔG_f° = 0

Quando ΔG_f° di un composto è negativo => è più stabili degli elementi che lo costituiscono.

Fattore cinetico => indicare sul tempo

CALCOLO di ΔG_reazione:

• Se T = 298,15 K => valori tabulati e uso una sorta di legge di Hess (ΔH_reaz)
• Se T ≠ 298,15 K => ΔG_reaz = ΔH_reaz - TΔS_reaz

                  valori di ΔH° e ΔS tabulati

                  T dato dal problema

Temperatura di equilibrio in condizioni standard

Temperatura minima al di sopra della quale la reazione è spontanea a p = 1 atm. Reagenti e prodotti nelle stesse condizioni.

ENERGIA LIBERA di GIBBS

Libera = libera di essere utilizzataNon tutta ΔH è sfruttabileenergia potenziale

Il rendimento tecnologico non può superare quello chimicoΔS_amb = ^{ΔS_sist + ΔS_int} ⁄ _T

– TΔS_amb = ΔH_rx – TΔS_rx < processi spontaneo> non spontaneo

ΔG = ΔH – TΔSequazione dell'energia libera di Gibbs

• ΔG < 0 => spontaneo
• G è una funzione di stato
• ΔH => energia totale TΔS => energia già disordinata
• Se ΔS_universo > 0 => il processo è spontaneo

ΔG = G_prodotti – G_reagenti

• Se ΔG = 0 ho una situazione di equilibrio: le 2 direzioni del processo sono ugualmente spontanee
• Se ΔG ≤ 0 è spontaneo il processo inverso
• Con ΔG > 0 posso determinare T

Gli elementi: nella forma più stabile in condizioni standard hanno ΔG⁰_f = 0Quando ΔG⁰_f di un composto è negativo => è più stabile degli elementiFattore cinetico => indicare sul tempo che lo costruiscano

CALCOLO DI ΔG_reaz

• Se T = 298,15 K => valori tabulati e uso una sorta di legge di Hess (ΔH_reaz)
• Se T ≠ 298,15 K => ΔG_reaz = ΔH_reaz – TΔS⁰_reazvalori di ΔH⁰ e ΔS tabulatiT dato dal problema

Temperatura di equilibrio in condizioni standard

Temperatura minima al di sopra della quale la reazione è spontanea a p = 1 atm. Reagenti e prodotti nelle stesse condizioni.

Temperatura minima al di sopra della quale la reazione è spontanea a P=1 atm. Reagenti e prodotti nelle stesse condizioni.

T= ^ΔH°/_ΔS° quando ΔG°=0

Ha senso quando ΔH° e ΔS° vanno in direzioni opposte (es.: reac. esotermica e endotermica)

Tracciare il grafico di ΔG°: ΔG°= ΔH° + ΔS° T y = q + mx

MA dipende dalle condizioni di partenza

ΔG_reazione= L_max ottenibile → utilizzabile per compiere lavoro

_η = ^ΔG_reaz/_ΔHreaz

→ rendimento chimico della reazione

EQUILIBRIO CHIMICO

obiettivo: avere una resa alta (di solito)Tutte le trasformazioni chimiche, in un sistema chiuso, tendono all'equilibrioPosizione del punto d'equilibrio = punto di arrivo delle reazioni(reazione tende spontaneamente all'equilibrio)

es.: H₂O + CO → H₂ + CO₂diminuzione dei reagenti → flusso all'equilibrioaumento prodotti

Equilibrio estremamente dinamico: tutto si muove affinché la situazione resta ugualevelocità di reazione = velocitàreagenti = prodotti - prodotti → reagenti ; VELOCITA DIRETTA - VELOCITA INEVRSA EQUILIBRIO

Co