TERMODINAMICA CHIMICA

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1 TERMODINAMICA CHIMICA La TERMODINAMICA descrive le trasformazioni subite da un sistema in seguito a processi che coinvolgono la trasformazione di materia, energia ed entropia. La TERMODINAMICA CHIMICA STUDIA LO SCAMBIO DI ENERGIA IN REAZIONI CHIMICHE (ESOTERMICHE o ENDOTERMICHE) E PASSAGGI DI STATO SOLIDO + E -E LIQUIDO + E -E GAS Fino ad ora abbiamo studiato la MATERIA da un punto di vista MICROSCOPICO. Le PROPRIETÀ MICROSCOPICHE della materia determinano le PRORIETÀ MACROSCOPICHE della materia, che sono direttamente misurabili e visibili ad occhio nudo: P (pressione) T (temperatura) (volume) C (composizione) ARIABILI DI STATO anche dette FUNZIONI DI STATO

2 TERMODINAMICA CHIMICA Un MACROSTATO (dato dalla somma di tanti microstati: Es. 1 mole H 2 O) definisce un SISTEMA TERMODINAMICO. La TERMODINAMICA considera solo MACROSTATI. Le variabili di stato (P, T,, C) definiscono in modo univoco LO STATO di un SISTEMA TERMODINAMICO (Es: 1 mole H 2 O a 25 C e 1 atm) e la sua ENERGIA INTERNA (data dalla somma dell energia cinetica ( = termica) ed energia potenziale ( = chimica) SISTEMA TERMODINAMICO (P 1 1 T 1 : Es = 1 atm, 25 C) STATO 1 (Es: H 2 O (l) ) E 1 (P 2 2 T 2 : Es = 1 atm, 110 C) STATO 2 (Es: H 2 O (v) ) E 2 La termodinamica fornisce i mezzi per prevedere se un sistema può subire una trasformazione spontanea e può calcolare la variazione di energia coinvolta in tale trasformazione Non ci dice NULLA sul TEMPO RICHIESTO e sul MECCANISMO con cui la trasformazione avviene.

3 TERMODINAMICA CHIMICA Per studiare la TRASFORMAZIONE della MATERIA si eseguono esperimenti su piccole parti di materia (MACROSTATO, Es: 1 mole) in condizioni controllate (P, T, variabili di stato) e si determinano le ARIAZIONI ENERGETICHE (ΔE = E f E i ) coinvolte in quella trasformazione. Compito della TERMODINAMICA è studiare la variazione energetica (ΔE) coinvolte nelle REAZIONI CHIMICHE e nei PASSAGGI DI STATO. ΔE si determina studiando lo SCAMBIO DI ENERGIA fra il SISTEMA reagente e l AMBIENTE esterno (in condizioni CONTROLLATE). REAZIONI CHIMICHE (rottura e formazione di legami) CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O ESOTERMICA N 2 O 4 2NO 2 ENDOTERMICA PASSAGGI DI STATO (rottura interazioni fra particelle) H 2 O (s) H 2 O (l) H 2 O (v) ENDOTERMICA H 2 O (v) H 2 O (l) H 2 O (s) ESOTERMICA Tra SISTEMA e INTORNO avvengono SCAMBI di ENERGIA (CALORE e/o LAORO) e/o MATERIA. SISTEMA + INTORNO = UNIERSO SISTEMA PARTE DI MATERIA SOTTO STUDIO miscela reagente presa in considerazione INTORNO TUTTO CIÒ CHE È FUORI DAL SISTEMA Recipiente che contiene in sistema preso in considerazione + tutto l ambiente

4 STATO DI UN SISTEMA E ARIABILI DI STATO Il SISTEMA si definisce: a) APERTO (scambia con l intorno ENERGIA e MATERIA) b) CHIUSO (scambia con l intorno solo ENERGIA: calore e/o lavoro) c) ISOLATO (non scambia né energia né materia) La descrizione completa e la riproducibilità di un sistema è data specificando lo STATO del sistema, cioè dando i parametri misurabili P, T, e Composizione (dette ARIABILI DI STATO). Un SISTEMA si dice in EQUILIBRIO quando permane indefinitamente in uno STATO TERMODINAMICO. In tal caso le ARIABILI DI STATO non variano nel tempo. ARIABILI DI STATO INTENSIE: non dipendono dalla quantità di materia (T, P, densità, viscosità) ESTENSIE: dipendono dalla quantità di materia (, Energia, massa) In genere è sufficiente dare P, T e composizione (n moli) per definire completamente lo STATO. a) SISTEMA GASSOSO: P = nrt b) SISTEMA LIQUIDO O SOLIDO: m/d = NB: se una specie solida ha più forme cristalline occorre specificare la forma perché è diversa la densità (Es: C graf e C diamante ) 1 mole di H 2 O (P 1 1 T 1 : Es = 1 atm, 25 C) STATO 1 E 1 ΔE = E 2 -E 1 composizione sistema (P 2 2 T 2 : Es = 1 atm, 110 C) STATO 2 E 2 Entrambi gli stati sono esaurientemente definiti da P, T e composizione e riproducibili in ogni parte della Terra, quindi la termodinamica permette di calcolare ΔE.

5 L ENERGIA INTERNA È una FUNZIONE ESTENSIA, una FUNZIONE DI STATO: lo STATO in cui si trova il sistema dipende dalle variabili di stato ma NON DIPENDE DALLA IA SEGUITA per arrivare a quello stato. 50g H O 2 (l) 100 C P = 1 atm 50g H O 2 (l) 25 C 50g H O 2 (s) 0 C E 1 dipende dallo STATO attuale del sistema (25 C, 1 atm) e non dal percorso seguito (caratteristica propria di qualsiasi funzione di stato). E E E L ENERGIA INTERNA di un SISTEMA energie possibili: L ENERGIA CINETICA (associata ad un oggetto in movimento) 1) ENERGIA TERMICA (energia cinetica): associata al moto casuale delle MICRO-particelle. 2) ENERGIA CHIMICA (energia potenziale) associata ai LEGAMI CHIMICI e/o INTERAZIONI ELETTROSTATICHE fra particelle MICRO. a) E. TERMICA (oggetto in movimento: particelle MICRO) b) E. MECCANICA (oggetto in movimento: particelle MACRO) c) E. ELETTRICA (oggetto in movimento: elettroni) ENERGIA TERMICA Tutta la materia ha energia termica, in quanto le particelle microscopiche (molecole, ioni, atomi) sono costantemente in movimento: AGITAZIONE TERMICA. IMPORTANTE: a) il calore aumenta l agitazione termica; b) la Temperatura è una MISURA dell agitazione termica; c) l aumento di T corrisponde quindi a movimenti sempre più veloci delle particelle microscopiche; d) l agitazione termica agisce contro le forze attrattive fra particelle MICRO.

6 L ENERGIA POTENZIALE (associata alla posizione di un oggetto) L ENERGIA INTERNA a) ENERGIA CHIMICA (associata ai vari tipi di LEGAMI chimici e FORZE INTERMOLECOLARI). b) ENERGIA GRAITAZIONALE (ES: palla ad una certa altezza. Oggetti MACRO) L ENERGIA POTENZIALE èenergia IMMAGAZZINATA e può essere convertita in ENERGIA CINETICA ovvero in CALORE (ENERGIA TERMICA) e/o LAORO (E. MECCANICA e E. ELETTRICA). E. CHIMICA (E. potenziale) C, CH 4, GPL, etc COMBUSTIBILE fonti di energia reazione esotermica E. TERMICA (E. cinetica) CO 2 + H 2 O + CALORE ceduto all ambiente se T amb < T sist È IMPOSSIBILE MISURARE ALORI ASSOLUTI DI ENERGIA INTERNA, MA È POSSIBILE MISURARE LE ARIAZIONI DI ENERGIA ΔE = E 2(finale) -E 1(iniziale). (P 1 1 T 1 : Es= 1 atm, 25 C) STATO 1 E 1 =? 1 mole di H 2 O ΔE = E 2 -E 1 composizione sistema (P 2 2 T 2 : Es = 1 atm, 110 C) STATO 2 E 2 =? ΔE = FACILMENTE MISURABILE (O CALCOLABILE) ΔE è una FUNZIONE DI STATO e dipende solo dallo stato finale B ed iniziale A, qualunque siano le trasformazioni chimiche o fisiche che collegano i due stati:

7 IL LAORO IL PIÙ IMPORTANTE IN TERMODINAMICA È IL LAORO MECCANICO Espansione gas L = P Compressione gas La trasformazione in figura è causata da una diminuzione della P esterna. P P 1 Stato 1: Stato 2: P 1, 1 P 2, 2 A 1 P P 1 B 1 In generale, contro una P variabile viene compiuto, a T costante, un lavoro. L = 2 P d 1 P P 1 1 C LAORO COMPIUTO A PRESSIONE ARIABILE P 2 2 P 2 2 P 2 2 Trasformazione A: Trasformazione B: Trasformazione C: L compiuto diminuendo gradualmente P esterna (togliendo un peso per volta) L compiuto diminuendo di colpo P esterna (togliendo tutti i pesi in una volta) L compiuto diminuendo P esterna in modo infinitesimo (togliendo pesi infinitesimi: granelli di sabbia).

8 IL LAORO A PRESSIONE ARIABILE L = 2 1 P d P P 1 A 1 P P 1 B 1 P P 1 1 C P 2 2 P 2 2 P 2 2 È rappresentato dall area scura nelle figure A, B e C. NON È una funzione di stato ma dipende da come avviene la trasformazione (dipende dal cammino percorso) La trasformazione C rappresenta il LAORO MASSIMO ovvero il LAORO REERSIBILE. ariando la P esterna in modo infinitesimale in modo che in ogni istante della la P est = P int (stati intermedi tutti di equilibrio) si ha che la TRASFORMAZIONE È REERSIBILE e ad essa corrisponde un LAORO MASSIMO. Lavoro max = 1 2 nrt / d = nrt 1 2 1/ d L rev = nrt ln 2 / 1

9 IL LAORO A PRESSIONE COSTANTE In questo caso L è una funzione di stato (dipende solo da stato iniziale e finale). Questa trasformazione può essere causata da: a) aumento di T (il gas si espande) b) trasformazione CHIMICA o passaggio di stato (con sviluppo di gas P P = cost L = f. di stato L = F Δx = F S Forza peso costante (F) S Δx = P S Δx = P Δ S (superficie del pistone) Δx P (pressione) = F S Trasformazione S ΔX = Δ (variazione di volume)

10 EQUIALENZA CALORE - LAORO SISTEMA PURAMENTE MECCANICO: E meccanica = E cin + E pot = costante (caso ideale: assenza di attrito) oscilla indefinitamente Es: pendolo che oscilla nel vuoto SISTEMA TERMODINAMICO: E meccanica si trasforma E termica (caso reale: presenza di attrito) (cessa di oscillare) (l aria si scalda) Es: pendolo che oscilla nel aria Confrontando il LAORO meccanico (L) eseguito su di un SISTEMA con la quantità di CALORE (Q) sviluppato per attrito si è sempre trovato che L/Q = costante = 4,184 Joule/cal 1 cal = 4,184 Joule EQUIALENTE MECCANICO DELLA CALORIA Q e L, presi separatamente, non si conservano ma si trasformano l uno nell altro: TRA LAORO E CALORE ESISTE COMPLETA EQUIALENZA ENERGETICA L equivalenza tra calore e lavoro meccanico fu determinata quantitativamente dal fisico James Joule (1849) mediante una serie di differenti dispositivi sperimentali. 2 masse pesanti cadendo sotto l azione della gravità da un altezza controllata, mediante un sistema di pulegge con minimo attrito, mettono in azione un mulinello immerso nell acqua di un calorimetro. Il lavoro eseguito dalle due masse pesanti nella loro caduta, facilmente calcolabile conoscendo il valore delle masse e l altezza di caduta (l), è convertito in calore per effetto dell attrito delle palette rotanti nell acqua, e questo calore si manifesta con un definito aumento di temperatura dell acqua medesima, che ne consente il calcolo conoscendo la quantità d acqua contenuta nel calorimetro. È POSSIBILE CONERTIRE TUTTO IL LAORO IN CALORE MA NON È POSSIBILE CONERTIRE TUTTO IL CALORE IN LAORO

11 1 PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA Deriva dall equivalenza energetica tra calore e lavoro e postula che: L ENERGIA PUÒ ESSERE CONERTITA DA UNA FORMA IN UN ALTRA, MA NON PUÒ ESSERE NÈN CREATA NÈN DISTRUTTA Ne deriva che L ENERGIA DELL UNIERSO È COSTANTE: ΔE univ = 0 E universo = E sist.. + E amb. = costante ΔE univ = ΔE sist. + ΔE amb. = 0 Se il sistema perde energia l ambiente l acquista. 1 - Per scambiare energia con l ambiente il sistema deve essere CHIUSO (non isolato). 2 - I mezzi con cui possono avvenire questi scambi sono CALORE Q (se c è ΔT fra sistema e ambiente) e LAORO L (espansione o compressione) 3 - L energia di un sistema è L ENERGIA INTERNA (E). CALORE e LAORO esistono solo durante lo scambio: MEZZI con cui il SISTEMA SCAMBIA ENERGIA CON L AMBIENTE CONENZIONI CALORE trasferito AL sistema + Q LAORO fatto SUL sistema + L CALORE ceduto DAL sistema - Q LAORO fatto DAL sistema - L + Q + L E sistema E sistema L energia che il sistema scambia con l ambiente (tramite Q e L) è: -Q ΔE sist = Q + L (Espressione matematica del 1 PRINCIPIO) ma ΔE univ = ΔE sist. + ΔE amb. = 0 -L ΔE sist = - ΔE amb. L energia persa dal sistema viene acquistata dall ambiente e viceversa Aumenta E sist. Diminuisce E sist.

12 1) SCAMBIO di CALORE a COSTANTE (Δ = 0) Q ΔE sist = Q + L ma, a cost L = P Δ = 0 non viene fatto lavoro. 1 PRINCIPIO a cost. diventa ΔE sist = Q FUNZIONE DI STATO Tutta l energia fornita sotto forma di calore Q va ad aumentare l energia interna del sistema Es: decomposizione termica CaCO 3 (a cost.) CaCO 3 Q CaO (s) + CO 2(g) 2) SCAMBIO di CALORE a P COSTANTE (ΔP = 0) Q P La maggior parte delle reazioni chimiche (organismo, ambiente) avvengono a P = cost ~ 1 atm. L = P e Δ 0 (espansione Δ = 2 1 > 0; compressione Δ = 2 1 < 0) L espansione = P e Δ = -L (per convenzione: il SISTEMA fa lavoro sull AMBIENTE) L compressione = - P e Δ = L (per convenzione: l AMBIENTE fa lavoro sul SISTEMA) L = - PΔ Δ > 0 L negativo (-); Δ < 0 L positivo (+) Il 1 PRINCIPIO a P cost. diventa ΔE sist = Q P -PΔ da cui: Q P = ΔE sist. + PΔ = (E 2 E 1 ) + P( 2 1 ) = (E 2 + P 2 ) (E 1 + P 1 ) Ponendo E + P = H = ENTALPIA Q P = H 2 H 1 = ΔH = calore scambiato a P costante Q P = ΔH H = ΔE E + PΔP ΔE e PΔ sono funzioni di stato, quindi ΔH è una funzione di stato Riassumendo: Q = ΔE = calore scambiato a = cost. Q P = ΔH = calore scambiato a P = cost. Q e Q P sono funzioni di stato (estensive)

13 CONENZIONE SEGNI ΔH (= Q P ) = CALORE SCAMBIATO A P = COSTANTE H 2 2 HI (g) H 1 CH 4(g) + 2O 2(g) ΔH reaz. = 52.2 KJ > 0 ΔH reaz. = KJ < 0 H 1 H 2(g) + I 2(g) H 2 CO 2(g) + 2 H 2 O (g) ΔH reaz. > 0: IL SISTEMA ASSORBE CALORE REAZIONE ENDOTERMICA ΔH reaz. < 0: il SISTEMA CEDE CALORE REAZIONE ESOTERMICA ariazione E int del sistema N.B.: 1 L 1 atm = 101,325 J (esatti) 1 atm = 101,325 KPa = 101, newton/m 2 Pa = newton/m 2 ; J = newton/m Esempi: ΔE = ΔH - PΔ E spesa come lavoro di espansione E fornita come calore Q p ### ATTENZIONE AI SEGNI ### Durante una certa reazione esotermica a Pressione costante escono dal sistema 50 KJ di energia sotto forma di calore ed il volume aumenta di 30 L contro una P est = 1 atm. Calcolare ΔE int.. ΔE = ΔH - PΔ ΔH = - 50 KJ PΔ = 1 atm 30 L 101,325 J/(L atm) = 3.0 KJ LAORO ESPANSIONE (-) ΔE = - 50 KJ - (3.0 KJ) = - 53 KJ Durante una certa reazione esotermica a Pressione costante escono dal sistema 50 KJ di energia sotto forma di calore ed il volume si contrae di 30 L contro una P est = 1 atm. Calcolare ΔE int.. ΔE = ΔH - PΔ ΔH = - 50 KJ PΔ = 1 atm (- 30 L) 101,325 J/(L atm) = KJ LAORO COMPRESSIONE (+) ΔE = - 50 KJ - (-3.0 KJ) = - 47 KJ

14 MISURA del TRASFERIMENTO di ENERGIA (CALORE) a COSTANTE (Q : si misura sperimentalmente con il CALORIMETRO) CAPACITÀ TERMICA (C) = C = Q / ΔT (J/ C) Q = C ΔT CALORE SPECIFICO (C s ) = C s = C/massa (J/ C g) Q = C s massa ΔT QUANTITÀ DI CALORE RICHIESTA PER AUMENTARE DI 1 C LA TEMPERATURA DI UN CORPO. Es: un campione di etanolo subisce un incremento di 2.0 C quando gli vengono forniti 98 KJ. Calcolare C del campione. C = 98 KJ / 2 C = 49 KJ C -1 QUANTITÀ DI CALORE PER ELEARE DI 1 C LA TEMPERATURA DI 1g DI SOSTANZA. Es: sapendo che C s ETANOLO = 2.42 J/( C g), di quanti grammi era il campione di etanolo nell esercizio precedente? massa = C/C s = 49 KJ C -1 / KJ C -1 g -1 = 20.2 Kg CAPACITÀ TERMICA MOLARE (C m ) = C m = C s M QUANTITÀ DI CALORE RICHIESTA PER AUMENTARE DI 1 C LA TEMPERATURA DI 1 MOLE DI SOSTANZA.

15 CALORIMETRO Supponiamo di avere, in un calorimetro come quello riportato in figura, 50g di acqua a 20 C. Lasciamo cadere dentro il calorimetro 21g di ferro a 90.2 C e misuriamo una temperatura finale di 23.2 C. Qual è il calore specifico del ferro? Strategia: Il calore perduto dal ferro si trasferisce tutto all acqua e al resto del calorimetro. Il calore perduto o acquistato da una sostanza è uguale al prodotto del suo calore specifico per la sua massa per la variazione di temperatura. La capacità termica del polistirolo è così bassa (isolante) che possiamo trascurarla, quindi scriveremo: C s (Fe) x massa(fe) x ΔT(Fe) = C s (H 2 O) x Massa(H 2 O) x ΔT(H 2 O) Risposta. Introduciamo i dati e troviamo il C s del Fe. Notiamo che la temperatura del Fe cala da 90.2 C a 23.2 C, ovvero si ha un ΔT = 67 C, mentre la temperatura dell acqua passa da 20 C a 23.2 C, con un ΔT = 3.2 C. C s (Fe) x 21g x 67 C = J/ C x 50g x 3.2 C da cui C s = 0.48 J C -1 g -1 BOMBA CALORIMETRICA Nel calorimetro avviene una reazione di combustione: Sostanza + O 2 CO 2 + H 2 O + calore (- Q ) ΔE sist. + ΔE amb. = 0 ΔE sist. = Q = calore reazione ΔE amb. = Q calorimetro = - Q. Conoscendo la capacità termica del calorimetro e ΔT si calcola il calore sviluppato nella combustione. Ma, noto ΔE = Q, come si calcola ΔH = QP? Q P = ΔH = ΔE + PΔ Come si calcola PΔ? A - B - Se non partecipano sostanze gassose Δ è molto piccolo e ΔH ~ ΔE. Se partecipano sostanze gassose PΔ = ΔnRT e ΔH=ΔE + ΔnRT da cui per Δn = 0: ΔH = ΔE; per Δn 0 ΔH = ΔE + ΔnRT

16 REAZIONE IN FASE GAS CON Δn 0 C 3 H 8(g) + 5O 2 3CO 2(g) + 4H 2 O (l) Δn = 3-6 = - 3 moli ΔnRT = - 3 mol ( KJ K -1 mol -1 ) 298 K = KJ ΔH = ΔE + ΔnRT = ( ) KJ = KJ N.B.: ΔnRT ~ 0.3% del ΔH Poichè nella maggior parte dei casi ΔH ~ ΔE e la maggior parte delle trasformazioni avviene a P cost, nelle TABELLE dei DATI TERMODINAMICI vengono riportati i valori dei ΔH coinvolti in una trasformazione relativi ad uno STATO DI RIFERIMENTO STANDARD. a) Ogni sostanza ha un contenuto entalpico H (H = E + P) b) Per definire H in un modo univoco dobbiamo specificare lo stato (P, T, ) e la quantità di sostanza. c) Per confrontare H delle diverse sostanze dobbiamo definire uno STATO STANDARD uguale per tutte le sostanza. Tale stato è rappresentato da 1 mole di sostanza nel suo stato stabile, alla pressione di 1 atm e alla temperatura di 25 C. Si definisce così il contenuto standard di H = H. Ma poichè non si possono conoscere i valori assoluti di H si aggira l ostacolo definendo valori relativi di entalpie standard, riferiti ad uno stato standard a cui viene arbitrariamente assegnato H = 0. H = 0 PER GLI ELEMENTI NEL LORO STATO STANDARD Es: 1 mole H 2(g) ; 1 mole di O 2(g) ; 1 mole di Na (s) ; 1 mole di C (grafite) ; 1 mole di Br 2(l) tutti presi a 1 atm e 25 C hanno uguale valore di entalpia standard H = 0. Sono lo zero da cui si parte per misurare il contenuto entalpico delle sostanze. ENTALPIA STANDARD DI FORMAZIONE = ΔH f (KJ/mol) ΔH f = Q P (calore scambiato a Pcost. = 1 atm) nella formazione di 1 MOLE di sostanza (a 1 atm e 25 C) a partire dagli ELEMENTI nel loro STATO STANDARD. N.B.: H elementi = 0 quindi ΔH f = 0 (RIFERIMENTO ARBITRARIO) Es: H 2(g) + Cl 2(g) 2HCl (g) (25 C, 1 atm) ΔH reaz = H f -H i = 2 ΔH f(hcl) Stato iniziale H i = 0 Stato finale H f

17 ENTALPIA STANDARD DI FORMAZIONE ΔH f Elementi (forma stabile ad 1 atm e 25 C) ΔH f = 0 Reazione 1 MOLE composto (1 atm, 25 C) ΔH f composto (1 atm, 25 C: sono tabulati) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) ΔH f (H 2 O) (l) = -285 KJ/mol C graf + O 2(g) CO 2(g) ΔH f (CO 2 ) (g) = -393 KJ/mol ½ N 2(g) + 3/2 H 2(g) NH 3(g) ΔH f (NH 3 ) (g) = -46,3 KJ/mol Quanto più ΔH f è negativo tanto più il composto è stabile rispetto agli elementi da cui è costituito La maggior parte dei composti NON SI FORMA A PARTIRE DAGLI ELEMENTI, quindi in questi casi ΔH f non può essere determinato sperimentalmente (con il calorimetro). Tuttavia, sapendo che ΔH è una FUNZIONE DI STATO (quindi non dipende dal percorso seguito per andare da A a B), ΔH è la stessa indipendentemente dagli stadi attraverso i quali il processo (la reazione) avviene. È DUNQUE POSSIBILE LA DETERMINAZIONE INDIRETTA ΔH f CON LA LEGGE DI HESS ESEMPIO: supponiamo di voler conoscere la variazione di entalpia per la formazione di monossido di carbonio, CO, dagli elementi carbonio solido (grafite) e ossigeno. C (s) + ½ O 2 (g) CO (g) ΔH 1 =? kj Sperimentalmente questo non è facile. Infatti è difficile impedire che il carbonio bruci completamente a biossido di carbonio. Il modo per risolvere questo problema è tener conto che possiamo determinare sperimentalmente con maggiore facilità la variazione di entalpia per la conversione del carbonio a CO 2 e per la conversione di CO a CO 2. C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) ΔH tot = -393,5 kj La formazione di CO è il primo di due passaggi per CO (g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) ΔH 2 = -282,0 kj trasformare il carbonio a diossido di carbonio. Noi conosciamo la variazione di entalpia per il secondo stadio, ΔH 2, e conosciamo anche la variazione di entalpia per il processo complessivo, ΔH tot. Applicando la legge di Hess possiamo ricavare la variazione di entalpia per il primo stadio (ΔH 1 ). Si può calcolare facilmente perché il ΔH tot è la somma di ΔH 1 e ΔH 2. ΔH tot = ΔH 1 + ΔH 2-393,5 kj = ΔH 1 + (- 283,0 kj) ΔH 1 = - 110,5 kj

18 ENTALPIA STANDARD DI REAZIONE = ΔH (kj/mol) ΔH reaz = variazione di entalpia in gioco (Q P ) quando reagenti prodotti sono nel loro stato standard. N.B.: ΔH reaz si riferisce all equazione così com è scritta. C 2 H 6 (g) + 7/2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) ΔH reaz = kj 2 C 2 H 6 (g) + 7 O 2 (g) 4 CO 2 (g) + 6 H 2 O (l) ΔH reaz = kj Sarebbe molto scomodo determinare sperimentalmente ogni volta il ΔH reaz ma sfruttando il fatto che H è una funzione di stato e la conseguente LEGGE DI HESS, i ΔH reaz (tabulati), in base alla seguente espressione: si possono calcolare dai ΔH f ΔH reaz = ΔH f (prodotti) - ΔH f (reagenti) INTRODUZIONE AL 2 2 PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA Domanda: il ΔH reaz può dirci se una reazione chimica (o passaggio di stato) evolve spontaneamente (ovvero senza influenze esterne) ed irreversibilmente? Sistemi meccanici ΔH reaz < 0 Sistema chimico a) SISTEMI MECCANICI: Quando evolvono spontaneamente si ha una DIMINUZIONE di E potenziale: b) SISTEMA CHIMICO: Se consideriamo una reazione chimica esotermica (ΔH raz. <0), E pot (chimica) diminuisce e si trasforma in E cin (termica) cedendo calore all ambiente. Domanda: per analogia con sistemi meccanici ΔH reaz determina la DIREZIONE SPONTANEA del PROCESSO? NO!!!