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Se in modo opportuno con una fiamma si osserva che:

riscaldiamo il gas contenuto nel recipiente,

• il sistema gas assorbe calore;

• poiché lo stantuffo è libero di muoversi, esso si sposta, per cui il volume del gas aumenta ri-

spetto alla condizione iniziale, arrivando ad ottenere V > V ;

2 1

• ∆V

avendo = V - V > 0 significa che il gas ha subito un’espansione;

2 1

• ∆L ∆V

quindi il gas (sistema) esegue un lavoro contro l’ambiente esterno: = * P

• ∆L ∆L

sarà positivo: > 0.

Se invece si osserva che:

il gas contenuto nel recipiente viene compresso,

• la forza viene applicata dall’ambiente sul sistema;

• poiché lo stantuffo è libero di muoversi, esso si sposta, per cui il volume del gas diminuisce

rispetto alla condizione iniziale, arrivando ad ottenere V < V ;

2 1

• ∆V

avendo = V - V < 0 significa che il gas ha subito una compressione;

2 1

• ∆L ∆V

quindi l’ambiente esterno esegue un lavoro contro il gas (sistema): = * P

• ∆L ∆L

sarà negativo: < 0.

• le molecole del gas reale sono perciò sempre più vicine, si urtano sempre più frequentemen-

te e una parte dell’energia meccanica viene dispersa come calore verso l’ambiente esterno.

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LEGGE DI HESS (a pressione costante)

∆ H è dovuta alla differenza tra l’entalpia finale e quella iniziale del

La variazione di entalpia reazione

sistema e quindi corrisponde alla differenza tra l’entalpia dei prodotti di reazione e l’entalpia dei

reagenti.

Nelle reazioni chimiche sono possibili due casi definiti nella seguente tabella.

H < H H > H

prodotti reagenti prodotti reagenti

H - H < 0 H - H > 0

prodotti reagenti prodotti reagenti

∆H ∆H

< 0 > 0

Variazione di entalpia: negativa Variazione di entalpia: positiva

(per il principio di conservazione

L’energia eccedente L’energia del sistema della reazione chimica aumenta

dell’energia) è ceduta dal sistema della reazione chimi- e quindi il sistema ha assorbito energia dall’ambiente.

ca all’ambiente sotto forma di calore.

La reazione chimica è esotermica. La reazione chimica è endotermica.

∆H ∆H

Q = Q =

sviluppato assorbito

∆H ∆H

è la diminuzione dell’entalpia del sistema è l’aumento di energia interna del sistema

Il calore di reazione è la quantità di calore che accompagna la trasformazione di una mole di

Si misura in kJ/mole.

sostanza. 5 o

Entalpia di formazione H di un composto

Quando si conoscono tutte le sostanze che partecipano ad una reazione chimica, si utilizza la legge

di Hess: ∆H = H - H

reazione prodotti finali reagenti iniziali

o

H • è l’entalpia di formazione di un composto

• è l’energia necessaria per preparare una sostanza

• è un’energia potenziale

• non ha mai significato in senso assoluto

• ha un «livello zero» di riferimento in condizioni STP (stantard):

- alla temperatura di 25° C (cioè 298,16° K)

- alla pressione di 1 atmosfera (cioè a 101.325 Pa)

o Entalpia di formazione E’ tipica:

nulla

H = 0 • , N , O , F ,

delle (H

molecole biatomiche 2 2 2 2

Cl , Br , I ) che hanno minima energia poten-

2 2 2

ziale;

• dei (Ca, Na, Fe, Zn,

metalli allo stato neutro

ecc.).

o Entalpia di formazione E’ tipica:

positiva

H > 0 • degli elementi che compongono le molecole

(H, N, O, F, Cl, Br, I) perché si

biatomiche

ottengono rompendo il legame o i legami tra

gli atomi della molecola in seguito alla som-

ministrazione di energia (generalmente sotto

forma di calore).

o Entalpia di formazione E’ tipica:

negativa

H < 0 • dei (es.:

composti con legami forti legame

o legame metallico perché durante la

ionico)

formazione del legame si libera energia.

Nota: quanto più un composto è stabile, tanto più bassa è la sua energia potenziale.

6

Secondo principio della termodinamica

Non tutti gli scambi di energia avvengono spontaneamente.

Quando un fenomeno non spontaneo lo si può produrre, ma solo se si spende energia.

Si ha passaggio di calore in modo spontaneo dal corpo 1 (a temperatura più alta) al corpo 2 (a tem-

peratura più bassa) fino a quando i corpi materiali 1 e 2 non arrivano alla temperatura di equilibrio:

T > T > T

alta equilibrio bassa

Ogni volta che in una trasformazione avvengono degli scambi di energia termica si ha un verso pri-

vilegiato del fenomeno.

Il calore è una forma di energia un po’ particolare: la sua efficacia dipende dalla quantità (massa m),

ma anche dalla temperatura alla quale viene scambiata:

Q = m * c * T

A bassa temperatura l’energia termica si degrada.

Durante uno scambio di calore (per esempio: tra sistema ed ambiente) si ha:

∆Q ∆T

= m * c *

Se T è la temperatura assoluta del sistema, si può misurare l’energia termica che non si può più tra-

sformare in lavoro utile (Entropia, S).

Negli scambi energetici ci interessa sapere solo quale sia stata la variazione di entropia:

∆S ∆Q/T

=

L’entropia (come l’entalpia) è una grandezza estensiva (dipende dalla massa m) e va riferita ad una

mole di sostanza.

Si misura in kJ/mole. Terzo principio della termodinamica

Poiché nessun fenomeno si svolge alla T dello zero assoluto, l’entropia dell’intero Universo

tende ad aumentare continuamente. 7


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Atreyu

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DESCRIZIONE DISPENSA

Materiale per il corso di Chimica Medica dei Proff. Massimiliano Coletta e Stefano Marini, riguardante i seguenti argomenti:
- La dinamica delle reazioni chimiche;
- Applicazione alla chimica del primo principio della termodinamica;
- L'entalpia e la Legge di Hess;
- Secondo e terzo principio della termodinamica;
- Il concetto di energia libera.


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in farmacia (Facoltà di Medicina e Chirurgia e di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali)
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher Atreyu di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA MEDICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Tor Vergata - Uniroma2 o del prof Coletta Massimiliano.

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