Termodinamica

Introduzione alla termodinamica

Ogni volta che una reazione avviene, avviene in una provetta o in qualche supporto. Questo è il nostro sistema, cioè il luogo in cui avviene una reazione. Il sistema non è isolato dal resto del mondo, anzi è immerso nell'ambiente e con l'ambiente scambia energia. Pensiamo ad esempio a una reazione che libera gas. Questa reazione inevitabilmente parte dal sistema e invade l'ambiente oppure una reazione può prendere energia dall'ambiente. L'insieme del sistema e dell'ambiente forma l'universo.

Le reazioni chimiche possono essere descritte utilizzando delle coordinate energetiche, cioè dei valori che ci permettono di studiare l'andamento energetico delle reazioni. Innanzitutto dobbiamo chiarire alcuni concetti. L'energia esiste sotto diverse forme e come tale godono di una caratteristica: che si conservano tra di loro.

Lavoro e calore non sono funzioni di stato, ovvero non dipendono solo dallo stato finale e da quello iniziale, ma anche dal percorso. Sono due diversi modi per scambiare energia tra sistema e ambiente. Lavoro e calore sono inoltre convertibili. Se fornisco lavoro/calore al sistema, esso lo può cedere all'ambiente sotto forma di lavoro/calore.

Dato che non ha senso parlare di lavoro e calore posseduti dal sistema, parliamo di energia interna al sistema U → è una funzione di stato, ed è data dalla somma dell'energia cinetica (rotazionale, traslazionale, vibrazionale) e dell'energia potenziale (di legame intermolecolare e intramolecolare).

Entalpia di legame

Tenendo conto di questo, esaminiamo quali sono le caratteristiche e le coordinate di una reazione chimica:

• Entalpia di legame → Ogni molecola possiede al suo interno un'energia che viene chiamata entalpia.

Dato che nella maggior parte dei sistemi biologici la pressione è costante, l'entalpia è uguale al calore assorbito o rilasciato secondo la relazione:

Ad esempio: in questo caso possiamo dire che l'energia che si sviluppa durante la reazione, e che quindi viene liberata nel mezzo sotto forma di calore, è pari all'inverso dell'entalpia → +285.40 kJ. Dato che l'entalpia è uguale al calore ceduto o assorbito, possiamo dire che è una grandezza estensiva in quanto dipende dalla quantità dei reagenti. Se brucio 1 mol di CH₄ ottengo 890 kJ, se ne brucio 2 mol ottengo energia doppia e così via...

L'entalpia è dovuta a tre fattori:

• Legami chimici (la loro rottura causa liberazione di energia)
• Temperatura a cui le molecole si trovano
• Pressione che agisce sulle molecole a pressione e temperatura costante