Chimica - l'entropia e l'entalpia

primera Pb(N₃)₂ → Pb + 3N₂

vece NaN₃ + KNO₂ → S

sono sost. tossiche e x questo si mettono in un sacco con sostanze non tossiche

V=60LP₁=1.2 atmt=25°C

N₂ = ^PV/_RT = ^{1.2 x 60}/_{0.021 x 298.15} = 2.941469

3 moli N₂ → 1 mole di Pb (N₃)₂

92 di Pb(N₃)₂ = moli Pb(N₃)₂ = PM Pb(N₃)₂

^{1.2 x 60}/_{0.021 x 298.15/3} x [^{207.2 + (6 x 14)}/] = 285

Come facciamo a prevedere se una reazione avviene o no?

attraverso la TERMODINAMICA ci occupa delle trasformazioni

dell'energia e di come avvengono, trasferisce di essa

senza però dare informazioni sulle velocità o risse meccaniciar.

Un sistema tenendinamico è una porzione dell'universo presebilie.

Sistema aperto = quando si scambia materia e energia

Sistema chiuso = quando si scambia energia, e non materia

Sistema isolato = quando non si scambia materia e energia in nessuna

e ne osserviamo lo stato attraverso variabile di stato

Dischi di Co ⁶⁰ e amer. - prende il po ² delle decomposizione di un solido che produce Pb(N₃)₂

prima Pb(N₃)₂ ⟶ Pb + 3N₂

ora NaN₃ + KNO₂ ⟶

sono sostanza tossica e per questo si mettono in un locale con ventola una tossica

V=60LP=1.2 atmt=25°C

N₂= ^PV/_RT = ^{1.2 × 60}/_{0.0821 × 298.15} = 2.9414698

3 moli N₂ ⟶ 1 mole di Pb(N₃)₂

92 di Pb(N₃)₂ = moli Pb(N₃)₂ = PM Pb(N₃)₂

x ^{1.2 × 60}/_{0.0821 × 298.15/3} × [207.2 + (6 × 14)] = 285

Come facciamo a prevedere se una reazione avviene o no?|attraverso la TERMODINAMICA = si occupa delle trasformazionidell'energia e di come avvengono. Tralasciaerei che essasenza però dare informazione sulle velocità o ness meccanico.

Un sistema termodinamico è una porzione dell'universo prevedibile.Sistema aperto. quando si scambia materia e energia    "       chiuso. quando si scambia energia e non materia.    "       isolato. quando non si scambio si energia in materia.

e noi osserviamo lo stato attraverso variabile di stato.

Si trova all'equilibrio -> le variabili sono costanti in ogni punto del sistema

Variabili Estensive

• dipendono dalle dimensioni del sistema
• sono additive (V, numero di moli)

Variabili Intensive

• non dipendono dalle dimensioni del sistema
• non sono additive (temperatura e pressione)

Ogni sistema è caratterizzato da una propria energia interna (funzione di stato). La somma di tutte le energie cinetiche e potenziali delle sue particelle dipendono dello stato e non dalle trasformazioni.

E = Ec + Ep

Noi possiamo variare l'energia interna di un sistema ma possiamo determinarne le variazioni a seguito di una trasformazione.

ΔU = Ufinale - Uiniziale

in un qualunque suo processo

Solo se il sistema è aperto o chiuso quindi se E è isolato, la sua energia interna rimane costante.

Ei < Efim, l'energia viene trasferita attraverso ΔE > 0 entro energia è dall'ambiente.

Ef > EiΔE > 0

positivo -> calore assorbito dallo S.

negativo -> calore allontanato dallS.

positivo -> lavoro fatto dal sistema

negativo -> lavoro fatto dal sistema

1^o principio della termodinamica: l'energia è conservata forze e lavoro sono diverse forme di energie l'energia totale è costante ΔU = Q - L

ΔU sempre uguale

ΔU = U₂ = U₁, funzione di stato

Lavoro di espansione e pulsione (o compressione)

L = pΔV

ΔU = Q_v - pΔV = Q_v

ΔU = Q_p - pΔV ≡ (U₂ + pV₂) - (U₁ + pV₁) = Q_p

def: (U + pV) come funzione di stato entalpica (H)

H = U + pV

ΔH = Q_p

ΔH = ΔU + pΔV = Q_p

Legge di Hess

- Applicazione del principio di stato

L'energia riguarda il calore scambiato dal sistema con l'esterno a pressione costante, quando il lavoro effettuato è solo di tipo PV.

REAZIONE ESOTERMICA (A pressione costante)

ΔH < 0

(Cessione calore all'esterno)

REAZIONE ENDOTERMICA (A pressione costante)

ΔH > 0

Acquisto calore dall'esterno

Calore specifico = quantità di calore per cuc. (es. per _H il temp di 1 g.

Calore specifico indicare l'unità di sostanza) Varia di 1 K

Caloria = quantità di calore che bisogna fornire ad 1 g.

di H₂O per farle passare da 14,5° C e 15,5° C

Un corpo che cede o assorbe una certa quantità di calore

diminuisce o aumenta la sua temperatura.

ΔT = T_f - T_i è funzione della quantità di calore

specifico scambiata (Q), dal calore specifico (C_p) e

della massa del corpo (m)

Q = mc_pΔT

ΔH = quantità di calore scambiato per mole di sostanza

(stato di equilibrio)

Per l'acqua:

S → L ΔH_fusione = 6.01 kJ/mol

L → S ΔH_equivalente = -6.01 kJ/mol

Combustione processo esotermico

O₂ + 2H₂O ⇒ 2H₂O

o la stessa elementare si ossida e si riduce

_{ossidazione e disproporzione}

ΔH = 196,10 kJ mol^-1

Il calore di decomposizione di un composto è guato e di segno opposto al calore di combustione CH₄ + 2O₂

Etalpie standard di formazione

1. ΔH_f⁰
2. ΔH_f⁰

Il calore in una reazione dipende solamente dello stato inizialee dello stato finale e non avvisamento degli stati intermerdi

Δ⁰_H = ∑Δ⁰_Hf prodotti − ∑Δ⁰_Hf reagenzi

Calcolare il ΔH⁰_f

ΔH⁰_f = -393.5 kJ/mol

ΔH⁰_f CO = -110.5 kJ/mol

ΔH_f⁰ CO₂ - ΔH_f⁰ CO = -393.5 - (-110.5)

ex 3 gr di Carbonio sono bruciati in CO₂ in un calorimetro di rame. La massa del calor. è di 1500 g. L'acqua contenuta è di 2 kg di temperatura iniziale 20^o e finale alla reazione 23^o. Calore specifico di combustione del carbonio supposto uguale calore specifico del rame = 0,093

Q = m.Cp.ΔT

2000g . 1 .11 = 22000 cal

1500g 0,093 .11 = 1.5 d

ex conoscendo i calori di formazione dell' H₂O (ΔH₂ -57,8 Kcal.mol¹) dell' CO₂ (ΔH₂ = -94 Kcal.mol¹) e del combustione del metano (ΔH = - 191,2 Kcal.mol¹) calcolare il ΔH del formazione dell' metano

ΔH^o_{f H2O} = 57.8 Kcal.mol^-1

ΔH^o_{f CO2} = 94.1 Kcal.mol^-1

ΔH^o_{comb CH4} = -191,2 Kcal.mol^-1

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

ΔH^o_{f CO2} + 2 ΔH^o_{f H2O} - ΔH^o_{f CH4} = -191,2

94.1 + (2 . 57.8) - x = -191.2

ΔH^o_{f CH4} = 94,1 7 + 94 + (2 . 57.8)

Calcolare il ΔH^o_f di NO₂ sapendo che ΔH^o_f di NO e 90,4 Kj.mol^-1 e che ΔH^o per la reazione NO + 1/2 O₂ -> NO₂

e' -56,5 Kj.mol

NO + 1/2 O₂ → NO₂

ΔH = -56,5 kJ mol^-1

ΔH°_NO2 - ΔH°_{1/2 N2} = -56,5 kJ mol^-1

ΔH°_{1/2 N2} → 90,4 kJ mol^-1 = 56,5 kJ mol^-1

ΔH°_{1/2 N2} = 56,5 + 90,4 kJ mol^-1

Le leggi di Hess e la derivazione delle leggi di stato.

ACIDO BENZOICO

C₆H₅CO₂

PM = 122,12

ΔH°_comb = -385,2 kJ mol^-1

gli acidi sono caratterizzati da R - .

• ossiginiti funziose
• legame a idrogeno tra le molecole H₂O
• realtadici acido

nelle reazioni in combustione, restano solo CHO nella reazione si produco CO₂ + H₂O,

Se sono presenti altri elementi si formano CO₂ + H₂O e l'acido e l'aureole in quell'elemento.

C₇H₅O₂ + 15/2 O₂ → 7 CO₂ + 3 H₂O

ΔH_reazione = ?

∑ ΔH⁰CO₂ + 3ΔH⁰H₂O - ΔH⁰_{CH4, O2}

{-393,51 + [-285,83] + 3×8,20 = -3226,86 KJ mol^-1

→ CH₄ + O₂ → C_diossano + 2 H₂O

① ΔH⁰_CH4 = -890,36 KJ mol^-1

② ΔH⁰_Å = -375,41 KJ mol^-1

come calcola R.N² della reazione ?

① CH₄ + O₂ → CO₂ + 2 H₂O

② CO₂ + O₂ + 2 H₂O → CO₂ + 2 H₂O

(ambos ambienti a reazione)

CH₄ + O₂ → CO₂ + 2 H₂O

CO₂ + 2 H₂O → C + H₂

-890,36 kj

375, 41

ΔH_f = -292, 95 kj mol^-1

1^o principio della Termodinamica

conservazione dell'energia

2^o principio della Termodinamica

spontaneità di una reazione

Le reazioni portano a ottenere un disordine nel sistema. Teoria di Boltzmann

L'entropia è legata al disordine del sistema (funzione di stato) e possiamo definire in misura ed entropia intesa da loro. Quindi possiamo definire valori assoluti della variazione di essa.

Ogni evento che è accompagnato ad un aumento di entropia è irreversibile - spontaneo ed irrecuperabile. Ragion per cui l'evento favorevole dell'entropia è raggiunto a una condizione dell'universo.

L'entropia viene definita come _ΔS = _Qrev/_T

Il rapporto del calore scambiato in un processo reversibile è il tempo in cui avviene (processo reversibile → all'equilibrio).

Quando un sistema non trova intorno a sé - stimoli in condizione di equilibrio diminuisce tutta la reazione → reazione reversibile già elaborata con tutte le funzioni variabili di stato.

Questo è un processo irreversibile (disordine perché richiede un tempo definito per aver luogo).

Se rispetto vale questo calcolo: _ΔS > _Qrev/_T

Si può calcolare l'entropia con un sistema attraverso il 3^o principio della term. (Teorema di NERNST)

Solido Liquido Gas

• diminuire dell'entropia (esotermico) → diminuzione dell'entropia (endotermico)

Definizione: entropia è valore zero in un cristallino puro e perfetto

_S = 0 quando _T = 0 _K

_T = 0_K

_S = 0

-------------------

_T = 0_K

_S ≥ 0

Entropie residue standard

Entropia residua standard → per i clatrati e ghiaccio

ΔS₀^m = Σ1S_j⁰ - Σ1S_p⁰

Per una mole S = R ln g Q

Teoria di Boltzmann

probabilità macroscopica dello stato

insegnata in [3,8,31]

G = energia libera di Gibbs

G = H - TS contribuzione di entalpia ed entropia

Non è nuovamente il valore assoluto ma solo la variazione

ΔG = ΔH - TΔS funzioni di stato, per le quale vale la legge di Hess, ma permettono di prevedere se la reazione è spontanea, ovvero

ΔG_reag = ΔH_reag - TΔS_reag <0 spontanea reazione esotermica dai prodotti all’aumento di entropia

ΔG_f = ΔH_f - TΔS_f > spontanea

1) la rottura di legame richiede energia

2) la formazione di legame libera energia (processo esotermico).

Le note di ΔG < 0, spontanea a temperatura T e indicativa

Se |ΔH| > |ΔS| non è vero, con ΔH <0 ΔS<0

ΔG sempre sicura

|ΔH| |ΔS|

Con valore basso

Le reazioni esotermiche che hanno luogo con diminuzione di disordine avvengono a basse temperature. Se sale la temp ed il calore puo Ho [la formula matematica notata da terrore 9] si trova in equilibrio e non avviene spontaneamente oltre la temp _{rc > 0} e l'reattivo quasi spontanea senza le reazioni spontanea ma sono la reazione inverse.

_F ^{∆S >0} ∆H ^{∆H ?} ∆H ? ∆S ∆G ΔG ≠0

_eq ^{l trovato} _T amminarsi la _cotta

_{lesistenza delle di calore una}

_{Ciò che carbonio}

Reazioni di disordine

Endotermico con aumento di disordine: _∆H >0 _{∆S^{> |} ∆H ∆S∉} ^{∆S ≧0}

con _T elevato, a base temperature le reazioni non avvengono spontanee alterando la temp l'ordine di etere

^{Curriculum: ∆G = ∆H - T ∆S}

Un processo con:

• ∆H >0 (endotermico) e ∆S <0 (diminuendo del disordine) non sarà mai spontaneo
• ∆H <0 (esotermico) e ∆S >0 (aumento del disordine) sarà quasi spontaneo

Ogni volta che ci trova con vento contrario, il ventaglio diviene sempre più alta

Reazione con lo iodio

6 I₂ + 12 NaOH ⟶ 10 NaI + 2 NaIO₃ + 6 H₂O

(I₂ ⟶ 2 I^-) x 5

(I₂ ⟶ 2 I^- + 10 e^-) x 2

6 I₂ + 10 e^- ⟶ 10 I^- + 2 I^- + 10 e^-

L'energia libera standard di una reazione è calcolabile mediante le relazioni

ΔG_reaz = ΣΔG^f°_i prodotti - ΣΔG^f°_i reagenti

ex

CH₄ + 2 O₂ ⟶ CO₂ + 2 H₂O

ΔG°? condizioni standard

ΔG = {2ΔG^f°_i H₂O + ΔG^f°_i CO₂}

- (ΔG^f°_i CH₄ + 2ΔG^f°_i O₂)

298,15 x ΔS^f°₂ H₂O

- 298,15 x ΔS^f°₂ CO₂

ΔS_CH4 = ΔH^f°_i CH₄ - 298,15 x ΔS^f°_i CH₄