Date post: | 01-May-2015 |
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TERMODINAMICA
Studio delle variazioni di energia durante una trasformazione
Calore e lavoro - 1° principio termodinamica
Energia interna ed Entalpia -
Termochimica (Hess)
Entropia - 2° e 3° Principio termodinamica
Energia libera
Variazione di energia libera in una reazione
Variazione di energia libera e Keq
Energia
Un sistema può scambiare energia con l’esterno mediante scambio lavoro e/o di calore.
se l'energia contenuta nelle molecole dei prodotti è > di quella dei reagenti occorre fornire energia: es. della fotosintesi per la biosintesi di glucosio, (C6H12O6) a partire da
biossido di carbonio e acqua:
6CO2(g) + 6H2O(1) + energia C6H12O6(s) + 6O2(g)
se l'energia delle molecole dei prodotti è < a quella dei reagenti la differenza di energia viene liberata nell'ambiente. es. combustione.
C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(1) + energia
unità di misura
l'unità di misura energia nel S.I. è il joule (j): l J =1 kg m2/s2
Una unità di misura largamente utilizzata in chimica è la caloria (cal): quantità di energia necessaria per aumentare di l°C la temperatura di 1 g di acqua.
1 cal = 4.184 j
L’energia interna di un sistema comprende tutte le forme di energia che possono essere scambiate attraverso processi
fisici semplici (non nucleari) o reazioni chimiche
Energia cinetica di traslazione
Energia cinetica di rotazione
Energia di legame intermolecolare
Energia di legame intramolecolare
Energia vibrazionale
E INTERNA = E CINETICA + E POTENZIALE
materia
energiaenergia
energiaenergia
sistema aperto
sistema chiuso
sistema isolato
AMBIENTE
SISTEMASISTEMA
+ q - q
- w + w
q = calore+ q: l’ambiente cede calore al sistema- q: il sistema cede calore all’ambiente
w = lavoro- w: l’ambiente compie lavoro sul sistema+ w: il sistema compie lavoro sull’ambiente
L’energia complessiva del sistema e dell’ambiente nel corso di una
trasformazione non cambia
ENERGIA, CALORE E TERMOCHIMICA
Le reazioni chimiche liberano o assorbono calore.
Q è la quantità di calore scambiata dalla reazione stessa
H2 (g) + 1/2 O 2 (g) H2O(l) + Q
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(1) + Q
Se facciamo reagire 10 moli di H2 saranno richieste 5 moli di O2; si formeranno 10 moli di acqua e si libererà una quantità di calore pari a 10 volte Q.
Il calore può essere visto come uno dei prodotti (o reagenti) di certe reazioni chimiche.
1° Principio della termodinamica
L’energia posseduta dalle particelle presenti in un campione è la energia interna E (o anche U)
legge di conservazione dell'energia: l'energia non può essere creata né distrutta.
1° Principio della termodinamica: l'energia interna di un sistema isolato si mantiene costante.
I° principio della termodinamica
E = Q - WE = Q - W
La variazione di energia interna di un sistema, EE, in seguito a una trasformazione è uguale al calore assorbito dal sistema, QQ, meno il lavoro compiuto dal sistema, WW.
E
+q-w
stato iniziale stato finale
E = E2 – E1
E1
E2
O2
GLUC.
CO2
H2O+ q
T
q = m • c • T
Reazione di combustione del glucosioC6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
q = m • c • T
Energia termica
massa (moli o g)
capacità termica(calore specifico)
variazione di temperatura
quantità di calore necessaria ad innalzare di 1°C la temperatura di una massa unitaria di sostanza
Capacità termicaSe forniamo calore ad un corpo si
ha un aumento di temperaturaq = C x T
La costante di proporzionalità C è la capacità termica;
1 g di acqua ha una capacità termica di 1 cal/°C o 4,18 J/°K g
capacità termica specifica c (spesso indicata anche come «calore specifico»): capacità termica per grammo o per mole di sostanza.
CALORIMETRIA
Misurazione delle variazioni di energia interna e di entalpia che accompagnano una reazione dalla quantità di calore scambiato durante la stessa.
a volume costante
Qv = E
a pressione costante
Qp = H
Il calore scambiato viene misurato per mezzo di un calorimetro.
Entalpia = energia a pressione costante
essendo W=P•V
H = E + P•V
H = E + P•V
E = Q - P•V H = Q - P•V + P•V
H = Q H = Q
A pressione costante l’entalpia corrisponde al calore di
reazione(relazione importante poiché nei sistemi biologici la maggior parte delle reazioni
biochimiche avvengono a pressione costante)
REAGENTI PRODOTTI
SISTEMA CHIMICO
H = HPRODOTTI - HREAGENTI
Se H < 0 la reazione è esotermicaSe H > 0 la reazione è endotermica
H
N2H4 + H2O2 N2 + 4H20
N2H4 + H2O2
N2 + 4H20
- q- q
H = -153.5 Kcal/mole N2
H
2HgO 2Hg + O2
2Hg + O2
2HgO
+ q+ q
H = +43.4 Kcal/mole O2
?
?
?
?
Processi endotermici e esotermici
• Esotermico: durante la trasformazione il sistema cede una certa energia sotto forma di calore.
• Endotermico: durante la trasformazione si ha assorbimento di calore.
H < 0 Hf
Hi
Hi
HfH > 0
Variazione di entalpia nelle trasformazioni fisiche.
La differenza di entalpia molare tra molecole di una sostanza allo stato liquido e il vapore è nota come entalpia di vaporizzazione,
Per l'acqua a 100°C,
Hvap= Hgas - Hliquido = + 40,7 kj/mol
entalpia di fusione è definita come: Hfus = Hliquido - Hsolido
curva di riscaldamento
• Il diagramma di riscaldamento del ghiaccio già visto ci permette ora di parlare di variazioni di entalpie e non più di calori scambiati dato che il processo di riscaldamento si svolge a p costante.
Le funzioni di stato• Le funzioni di stato dipendono soltanto
dallo stato del sistema.
• La variazione di una funzione di stato nel passare da uno stato all’altro è indipendente dal percorso fatto.
• L’energia interna è funzione di stato; calore e lavoro non lo sono.
Funzione di stato
E
Ha Hb
Hc
Hc= Ha+ Hb
Entalpia delle trasformazioni chimiche
quando 1 mol di CH4 (16 g) brucia all'aria vengono liberati
890 kj di calore; cioè la reazione:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O
si accompagna a una diminuzione totale di entalpia del sistema (la miscela di reazione) pari a 890 kj per ogni mole di molecole di CH4
Questa rappresenta l'entalpia di reazione,
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O H = - 890 kj
Per 2 mol di metano la variazione di entalpia e’ il doppio:
2CH4(g) + 4O2(g) 2CO2(g) + 4H2O H = - 1780 kj
Entalpie di formazionel'entalpia standard di formazione di un composto
corrisponde all'entalpia standard per mole di unità formula della reazione di sintesi di quel composto a partire dai suoi elementi costitutivi nella loro forma più stabile alla temperatura di 25°C e alla pressione di 1 atm.
2H2(g)+O2(g)2H2O(1) = - 571,6 kj
= - 285,8 kj/mol H2O
L’Entalpia degli elementi nel loro stato standard (stato cristallino a minore contenuto energetico, puro, ad 1 atm e 25°C) viene convenzionalmente assunta uguale a 0.
Entalpia standard di reazione.
Essendo l’entalpia funzione di stato, la entalpia di una reazione chimica è calcolabile come differenza tra l’entalpia dei prodotti e quella dei reagenti:
H = Hf° prodotti - Hf° reagenti
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H = - 803,1 kj
H = [Hf° CO2 + 2 Hf° H2O(g)] - Hf° CH4 + 2 .Hf° O2 )
= [ - 394 + 2 (- 242)] - [ -74,9 + 2 x 0] = - 803,1 kJI dati relativi ai Hf° sono in kJ/mol
l'entalpia standard di combustionedi una sostanza è la variazione di entalpia per mole di sostanza conseguente alla
combustione completa di tale sostanza in condizioni standard.
La combustione completa degli idrocarburi produce biossido di carbonio e acqua: C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(1) 2220 kj
L'entalpia è una proprietà di stato, le sue variazioni sono indipendenti dal modo in cui i reagenti di una determinata reazione si trasformano nei prodotti.
Calcola H° di 2 C(s) +2O2(g) 2CO2(g)
2C(s) + O2(g) 2CO(g) 221 kj
2CO (g) + O2(g) 2CO2(g) 566 kj
2C(s) +2CO(g)+ 2 O2(g) 2CO(g)+ 2CO2(g)
2 C(s) +2O2(g) 2CO2(g) Hx
Hx = - 221,0 kj + (- 566,0 kj) = - 787,0 kj
Legge di Hess