Lezione Brooks/Cole - Cengage Bressanini Termodinamica chimica; Kotz - Chimica

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1 1 Lezione 6 Energia e reazioni chimiche Rif.: Ebbing Gammon, General Chemistry McGraw-Hill Brooks/Cole - Cengage Bressanini Termodinamica chimica; Kotz - Chimica

2 2 Termodinamica La scienza che studia le relazioni tra calore e le altre forme di energia Termochimica È un area della termodinamica che studia la conversione dell energia chimica in energia termica, e viceversa Brooks/Cole - Cengage

3 Energia e Calore 3 Alcune definizioni: -ENERGIA è la capacità di compiere lavoro o trasferire calore. Cinetica Potenziale -CALORE è la forma di energia che fluisce fra due oggetti o sistemi a causa della loro differenza di temperatura. -La TEMPERATURA è una misura della energia termica di un sistema. Temperatura = Energia Termica 2009 Brooks/Cole - Cengage

4 Energia Cine,ca e Potenziale 4 L Energia cine,ca e dovuta al moto di un corpo E = 1 mv 2 2 Moti delle molecole vibrate rotate L Energia potenziale e dovuta alla posizione di un corpo in un campo di forze translate H 2 O 2009 Brooks/Cole - Cengage E = mgh L energia gravitazionale L energia potenziale chimica L energia elettrostatica

5 Energia Potenziale 5 E potenziale deriva da: interazione fra nuclei ed elettroni interazioni (intra- e intermolecolari) delle particelle energie relative ai moti rotazionali e vibrazionali energia elettrostatica: l energia inerente le interazioni di particelle cariche. Dipende dalla carica delle particelle e dalla loro distanza:» (Q = carica e d = distanza)» + E el : repulsiva» E el : attrattiva 2009 Brooks/Cole - Cengage

6 Energia elettrostatica Brooks/Cole - Cengage

7 Legge della Conservazione dell Energia 7 L energia può essere convertita da una forma ad un altra: elettromagnetica, meccanica, elettrica, o chimica, ma non può essere creata o distrutta Brooks/Cole - Cengage

8 Unità di Misura dell Energia 8 L unità di misura nel sistema SI è il Joule. [1.00 kg m 2 /s 2 = 1.00 Joule (J)] In Chimica si usano anche le calorie: 1 cal = J Una caloria è definita come la quan,tà di calore necessaria per innalzare 1 grammo di acqua pura di 1 C, (da 14,5 a 15,5 C). Una Caloria, con la C maiuscola, di solito si usa per indicare il contenuto energe,co dei cibi. E in realtà una kilocaloria: 1 Caloria = 1 kilocaloria = 1000 cal 2009 Brooks/Cole - Cengage

9 Lavoro 9 Lavoro e una forma di energia che si può esprimere come una forza che agisce per una distanza w = FΔx 2009 Brooks/Cole - Cengage

10 Lavoro pressione-volume 10 Una reazione chimica può produrre lavoro. Lavoro derivato dall espansione o dalla compressione di un gas che origina una variazione di volume. w = P x ΔV Analisi dimensionale: w = (F/L 2 ) x L 3 = F x L Per convenzione quando un sistema si espande contro una pressione esterna costante p ex, il lavoro fatto dal sistema e p ex ΔV. ΔV = V finale V iniziale 2009 Brooks/Cole - Cengage

11 esempio Espansione di un Gas nel Vuoto 11 Consideriamo un gas che si espande nel vuoto. w = - p ex ΔV n Nel vuoto p ex = 0 quindi w = 0 Il Gas NON compie lavoro espandendosi nel vuoto 2009 Brooks/Cole - Cengage

12 Introduzione alla Termodinamica Sistema, Ambiente e Universo 12 Si definisce come sistema quella parte dell universo che è l oggetto dello studio. Un sistema può essere: Aperto (può scambiare materia ed energia) Chiuso (può scambiare solo energia) Isolato (non avvengono scambi di materia ed energia) 2009 Brooks/Cole - Cengage

13 Funzioni di Stato 13 Per descrivere un sistema è necessario definire un certo numero di proprietà, ad esempio: Energia (E) Pressione (P) Volume (V) Temperatura (T) Quantità di sostanza Queste proprietà assumono un valore univoco, prendono nome di funzioni di stato Brooks/Cole - Cengage

14 L altitudine di un campo base è una funzione di stato. Il lavoro fatto per andare dal campo base A a quello B dipende dal percorso preso. Il lavoro non è una funzione di stato. 14 Calore e lavoro non sono grandezze funzioni di stato 2009 Brooks/Cole - Cengage

15 Energia Interna (E) E la somma dell energia cinetica e potenziale associata a tutte le particelle (ioni, atomi, molecole) del sistema Definiamo come ΔE = ΔE f - ΔE i la variazione di energia interna tra lo stato finale (f) e quello iniziale (i). E possibile calcolare sperimentalmente la variazione di energia interna, per un processo chimico si ha: ΔE = ΔE (prodotti) - ΔE (reagenti) 15 L Energia Interna di un sistema aumenta con la temperatura 2009 Brooks/Cole - Cengage

16 esempio Energia Interna 16 L energia interna E di un sistema di par,celle cambia quando il sistema acquista o perde calore, quando il sistema compie o subisce un lavoro. ΔE: variazione di Energia Interna del sistema: stato finale stato iniziale ΔE > 0 si ha un guadagno di energia interna E < 0 si ha una perdita di energia interna

17 Le variazioni di energia rela,ve ai processi chimici 17 L energia termica è associata con i moti molecolari. L energia si trasferisce in forma di calore da un oggetto caldo ad uno freddo finchè si stabilisce l equilibrio termico.

18 Processo Esotermico è qualsiasi processo che sviluppa calore trasferisce energia termica dal sistema all ambiente. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O (l) + energia 18 H 2 O (g) H 2 O (l) + energia Processo Endotermico è qualsiasi processo che richiede calore dall ambiente per poter avvenire. energia + 2HgO (s) energia + H 2 O(s) H 2 O (l) 2Hg (l) + O 2 (g)

19 19 Processo esotermico acqua + ghiaccio Processo endotermico

20 Scambi di energia tra sistema e ambiente 20 La termochimica si basa sulla legge di CONSERVAZIONE DELL ENERGIA q sist = q amb

21 Trasmissione del calore (1) 21 Fornendo ai due sistemi la medesima quantità di calore, si osserva che l aumento di temperatura dipende dalla quantita di sostanza che scaldiamo

22 Trasmissione del calore (2) 22 Fornendo ai due sistemi la medesima quantità di calore, si osserva che il ΔT rilevato e diverso, la temperatura raggiunta dall acqua è inferiore a quella dell alcol etilico

23 Trasmissione del calore Capacità Termica Specifica 23 Quando un oggeuo è riscaldato o raffreddato, la quan,tà di energia trasferita dipende dai fauori: - quan,tà di materia - variazione di temperatura: Δ T = (T finale T iniziale ) -,po di materiale Si definisce capacità termica specifica il calore necessario ad innalzare di 1 grado K la temperatura di 1 grammo di sostanza. L'unità di misura nel SI è J / g K Csp = calore scambiato (J) massa (g) x T (K) l'unità di misura del calore specifico è il J / (kg K)

24 Capacità Termiche Molari a 298 K 24 Per ouenere un valore indipendente dalla quan,tà di sostanza, possiamo usare la Capacità Termica Molare (si fa riferimento ad una mole di sostanza). Al 24 J K -1 mol -1 0,897 J K -1 g -1 NaCl 50 J K -1 mol -1 SiO 2 73 J K -1 mol -1 H 2 O (l) 75 J K -1 mol -1 H 2 O (g) 33 J K -1 mol -1

25 esempio Capacità Termica Specifica 25 25,0 g di alluminio vengono raffredda, da 310 a 37 C, quanta energia (joules) perde l alluminio? Capacità termica specifica = quan,tà nota Al: 0,897 (J/g K) Calore scambiato (J) massa (g) x ΔT (K) 25 (g) T = T 273 (K) finale T iniziale (J / g x K) = calore scambiato (J) / (25.0 g) x ( 273 K) = 6100 J Il segno nega,vo indica la direzione del calore: dall alluminio (sistema) all ambiente

26 Trasferimento di Calore senza cambiamento di stato 26 q trasferito = (calore spec.)(massa)( T)

27 Trasferimento di calore in un passaggio di stato 27 Il passaggio di stato necessita di un trasferimento di energia a T costante Per fondere 1 grammo di ghiaccio servono 333 J (calore di fusione = 333 J/g) Calore trasferito = calore di fusione (J/g) x massa (g)

28 Curve di raffreddamento/riscaldamento dell acqua 28 riscaldamento fusione riscaldamento Calore assorbito ebollizione Calore ceduto riscaldamento 0 Nota che T è costante quando il ghiaccio fonde e quando l acqua bolle

29 Primo Principio della Termodinamica 29 La variazione di energia interna (ΔE) di un sistema è data dal bilancio del calore e lavoro scambiati tra sistema ed ambiente. ΔE sis = q + w

30 esempio Calcolare la variazione di energia interna per un sistema che assorbe 125 J di calore ed effettua 141 J di lavoro sull ambiente. q è + (calore assorbito) w è (lavoro effettuato) 30 ΔE sis = q + w = (+125 J) + (-141J) = 16 J

31 Reazioni chimiche che avvengono a volume costante 31 Dal 1 principio della termodinamica: ΔE = q + w ΔE = q + PΔV Nel caso di una reazione in cui il volume non vari, ΔV = 0 per cui PΔV = 0 (non può esserci alcun lavoro pressione-volume fatto dal o sul sistema) quindi ΔE = qv Quando forniamo energia ad un sistema senza che vari il suo volume, tale energia incrementa unicamente la sua energia interna.

32 Entalpia e Variazioni di Entalpia 32 La maggior parte delle reazioni chimiche avvengono a P costante, definiamo il calore trasferito in questa circostanza con il termine entalpia (ΔH): q p = ΔH = ΔE + PΔV ΔH = H(prodotti) H(reagenti) Il ΔH di un processo, o calore di reazione, può essere ΔH < 0 : processo esotermico ΔH > 0 : processo endotermico

33 Relazione tra ΔH e ΔE 33 n In un processo a pressione costante ΔH = ΔE + pδv Se il cambiamento di volume è molto piccolo: pδv 0 ΔH ΔE

34 esempio Decomposizione del NaN 3 a Pressione Costante 34 P

35 esempio Decomposizione del NaN 3 a volume costante 35

36 L Entalpia (H) si utilizza per quantificare il flusso di calore tra sistema ed ambiente, e viceversa, in un processo a pressione costante. ΔH = H (prodotti) H (reagenti) ΔH = calore scambiato in un processo a pressione costante 36 Processo endotermico H prodotti > H reagenti ΔH > 0 Processo esotermico H prodotti < H reagenti ΔH < 0

37 kj sono assorbiti per fondere 1 mole di ghiaccio a 0 0 C e 1 atm. H 2 O (s) H 2 O (l) ΔH = 6.01 kj/mol (processo endotermico) kj sono rilasciati per la combustione di 1 mole di metano a 25 0 C e 1 atm. CH 4 (g) + 2O 2 (g) + 2H 2 O (l) ΔH = kj/mol (processo esotermico) CO 2 (g)

38 Entalpia e Reazioni 38 ΔH A B = -ΔH B A H 2 O(g) H 2 (g) + 1 / 2 O 2 (g) H 2 (g) + 1 / 2 O 2 (g) H 2 O(g) ΔH = kj ΔH = kj Il ΔH è proporzionale alla quantità di sostanza. H 2 O(g) H 2 (g) + 1 / 2 O 2 (g) ΔH = kj 2 H 2 O(g) 2 H 2 (g) + 1 O 2 (g) ΔH = kj

39 Entalpia 39 La fase dei reagenti e dei prodotti deve essere considerata H 2 O(g) H 2 (g) + 1 / 2 O 2 (g) H 2 O(l) H 2 (g) + 1 / 2 O 2 (g) ΔH = kj ΔH = kj

40 Entalpie Standard 40 Entalpia standard di formazione Simbolo: ΔH f Rappresenta la variazione di entalpia relativa alla formazione di 1 mole di un composto a partire dagli elementi nei loro stati standard. * ΔH f per un elemento nel suo stato standard è pari a zero. Stato Standard: 1 atm, 25 C, 1 M. I valori di ΔH f dei composti si trovano nelle tabelle Si utilizzano per il calcolo dei ΔH rxn

41 Entalpie standard di formazione, 25 C, 1atm. 41

42 Entalpia standard di una reazione: 42 ΔH rxn = ΣnΔH f (prodotti) - ΣmΔH f (reagenti) dove Σ indica la sommatoria n e m sono I coefficienti stchiometrici della equazione bilanciata. Il calore di reazione rappresenta il bilancio energetico dell energia necessaria per rompere i legami chimici dei reagenti e dell energia che si svolge nella formazione dei legami dei prodotti.

43 esempio Calcolare il ΔH rxn per la reazione seguente utilizzando i valori di entalpia std di formazione ΔH f 43 CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔH rxn = ΣnΔH f (prodotti) ΣmΔH f (reagenti) = [1( 393.5) + 2( 285.8)] [1( 74.8) + 2(0)] CO 2 (g) H 2 O(l) CH 4 (g) O 2 (g) = kj/mol (reazione esotermica)

44 Entalpia Standard ΔH 44 Δ tipo H Reagenti e prodotti in stati standard: 1 bar e 25 C Tipo di Processo H 2 O(l) H 2 O(g) Δ vap H (373 K) = +44 kj mol -1

45 Gas 45 Δ vap H Vaporizzazione Condensazione o Liquefazione -Δ vap H -Δ sub H Brinamento Sublimazione Δ sub H Fusione Δ fus H Liquidi Solidificazione Solidi -Δ fus H

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47 Il Calorimetro: determinazione del calore di una reazione Il calore sviluppato in un processo si misura con il calorimetro. 47 La quanbtà di calore (kj) emesso o assorbito da una reazione, si determina misurando la variazione di temperatura dell acqua. Q = c m ΔT Q = calore scambiato, c = calore specifico dell acqua (4,18 J / C x g; m = massa di acqua nel calorimetro

48 La Chimica di Tutti I Giorni: Valori energetici dei cibi e di altre sostanze 48 C 6 H 12 O 6 (s) + 6O 2 (g) 6CO 2 (g) + 6H 2 O (l) ΔH = 2801 kj/mol fruttosio 1 cal = J 1 Cal = 1000 cal = 4184 J Substance ΔH combustione (kj/g) Mela -2 Carne -8 Birra -1.5 Benzina

49 Quanto calore si sviluppa dalla combustione di una mole di benzene (C 6 H 6 )? L entalpia standard di formazione del benzene è kj/mol. 49 2C 6 H 6 (l) + 15O 2 (g) 12CO 2 (g) + 6H 2 O (l) ΔH 0 rxn = Σ nδh 0 f (prodotti) - Σ mδhf 0 (reagenti) ΔH 0 rxn = [ 12ΔH 0 (CO 6ΔH 0 2 ) + (H 2 O) ] - [ 2ΔH 0 (C 6 H 6 )] f f ΔH 0 rxn = [ 12 x x ] [ 2 x ] = kj f kj 2 mol = kj/mol C 6 H 6 esempio

50 L entalpia di soluzione (ΔH soln ) è la quantità di calore generato o assorbito quando una certa quantità di soluto si dissolve in una certa quantità di solvente. 50 ΔH soln = H soln - H componenti 50

51 Il Processo di Solubilizzazione NaCl - 51 ΔH soln = Step 1 + Step 2 = = 4 kj/mol

52 Utilizzo delle entalpie standard di formazione 52 Calcolare il calore di combustione dell alcol metilico, i.e., r H o per la reazione CH 3 OH(g) + 3/2 O 2 (g) à CO 2 (g) + 2 H 2 O(g) r H o = Σ f H o (prod) Σ f H o (reag) esempio

53 Utilizzo delle entalpie standard di formazione 53 CH 3 OH(g) + 3/2 O 2 (g) à CO 2 (g) + 2 H 2 O(g) r H o = Σ f H o (prod) Σ f H o (reag) r H o = f H o (CO 2 ) + 2 f H o (H 2 O) {3/2 f H o (O 2 ) + f H o (CH 3 OH)} = ( kj) + 2 ( kj) {0 + ( kj)} r H o = kj per mol di alcol metilico esempio

54 Pg. 244 n.30 54

55 55 Considerazioni: 1 L di acido acetico pesa 1044 g e contiene 1044 g / 60,05 g/mol = 17,38 mol La reazione esotermica sviluppa 355,9 kj per ogni mole di acido prodotto, quindi 17,38 moli (prodotte) x 355,9 kj /mol = 6187 kj prodotti

56 56 Pg 246 n. 50 (b) Quale è la variazione di entalpia standard per la reazione di 2,5 mol di Mg con l ossigeno.

57 57 (b) Quale è la variazione di entalpia standard per la reazione di 2,5 mol di Mg con l ossigeno. Mg(s) + 1/2 O 2 (g) --> MgO(s) Dalla tabella L (nel Kotz) ΔH f : MgO(s) = 601,2 kj/mol Essendo il rapporto Mg / MgO di 1:1 si formeranno 2,5 mol di MgO. Quindi ΔH = - 601,2 kj/mol x 2,5 mol = kj.