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Termodinamica le leggi più generali sulle trasformazioni (comprese le reazioni) 1° principio: conservazione dell'energia 2° principio: aumento del disordine.

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1 Termodinamica le leggi più generali sulle trasformazioni (comprese le reazioni) 1° principio: conservazione dell'energia 2° principio: aumento del disordine (entropia)

2 1° principio della termodinamica L'energia interna U rimane costante U può variare per –lavoro sul sistema w –calore trasferito al sistema q ΔU = q + w ΔU tot = ΔU + ΔU amb = 0

3 Funzioni di stato L'energia interna U è funzione di stato dipende dallo stato del sistema, non da come questo è stato raggiunto Altre funzioni di stato: –P pressione –V volume –T temperatura –S entropia (misura del disordine) q e w non sono funzioni di stato

4 Calore e Energia interna se non c'è lavoroq = ΔU se c'è lavoroq = ΔU - w se c'è aumento di Vw = - P ΔV a P costanteq = ΔU + P ΔV = = ΔH Entalpia H = U + PV è funzione di stato

5 Entalpia di reazione CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (l) ΔH = kJ ΔH dipende dallo stato di reag. e prod. CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (g) ΔH = kJ Entalpia standard di reazione ΔH 0 ΔH = ΔH 0 se tutti i reagenti e prodotti sono nel loro stato standard

6 Legge di Hess Se una reazione è la somma di altre, la sua entalpia di reazione è la somma dei ΔH delle altre C (gr) + ½ O 2(g) CO (g) ΔH 0 = - 110,5 kJ CO (g) + ½ O 2(g) CO 2(g) ΔH 0 = - 283,0 kJ C (gr) + O 2(g) CO 2(g) ΔH 0 = - 393,5 kJ

7 H 2 + I 2 2 HI H 2 2 H ΔH = kJ/mol I 2 2 I ΔH = kJ/mol 2 H + 2 I 2 HI ΔH = - (431 x 2) kJ/mol H 2 + I 2 2 HI ΔH = kJ/mol Legge di Hess

8 Entalpia standard di formazione L'entalpia standard di formazione ΔH 0 f di una sostanza è l'entalpia della reazione di formazione della sostanza dagli elementi Conoscendo le entalpie di formazione si può calcolare l'entalpia di qualsiasi reazione come differenza fra l'entalpia dei prodotti e quella dei reagenti

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10 Entropia L'entropia S è una funzione di stato misura il disordine di un sistema Definizione: e se T è costante

11 2° principio della termodinamica In ogni trasformazione l'entropia totale aumenta ΔS tot = ΔS + ΔS amb > 0 Se l'entropia è massima il sistema è in equilibrio

12 L entropia S è una misura del grado di disordine molecolare anche S è una funzione di stato ΔS > 0 ΔS < 0 I processi spontanei avvengono con un aumento di entropia Lentropia del sistema può diminuire solo se lentropia dellambiente aumenta in misura superiore. ( II Legge della Termodinamica )

13 S

14 Se T e P sono costanti Energia libera di GibbsG = H - TS consideriamo reazioni a T e P costanti ΔS amb = - q / T = - ΔH / T ΔG = ΔH - T ΔSΔG = - T ΔS tot In ogni trasformazione a T e P costanti ΔG < 0 all'equilibrio ΔG = 0

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16 L energia libera G è una funzione di stato che combina l entalpia e l entropia del sistema G = H – TS a T costante : ΔG = ΔH - T ΔS La variazione di energia libera è una misura della spontaneità di una trasformazione ΔH > 0, ΔS 0 ΔH 0 ΔG < 0 T ΔS > ΔH ΔG < 0 ΔH > 0, ΔS > 0 T ΔS 0 T ΔS > ΔH ΔG > 0 ΔH < 0, ΔS < 0 T ΔS < ΔH ΔG < 0 ΔG 0 processo non spontaneo

17 Accoppiamento di reazioni ΔG < 0reazione spontanea ΔG > 0reazione non spontanea Una reazione non spontanea può avvenire se la si accoppia con una reazione spontanea e ΔG tot < 0 Nella fotosintesi clorofilliana la formazione di glucosio (ΔG > 0) è resa possibile dalla reazione fotochimica

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19 Equilibrio chimico a A + b B c C + d D ΔG = c G m (C) + d G m (D) - a G m (A) - b G m (B) ΔG m (J) = ΔG 0 m (J) + RT ln a J ΔG = c ΔG 0 m (C) + d ΔG 0 m (D) - a ΔG 0 m (A) - - b ΔG 0 m (B) + c RT ln a C + d RT ln a D - - a RT ln a A - b RT ln a B = = ΔG 0 + RT (c ln a C + d ln a d - a ln a A - - b ln a B )

20 segue Equilibrio chimico all'equilibrioΔG = 0quindi ΔG 0 = - RT ln K con l'energia libera si ricava la legge di azione di massa e il valore di K


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