L’energia delle reazioni chimiche CAPITOLO L’energia delle reazioni chimiche 17 Indice 1. Reazioni chimiche ed energia 2. Misura del calore di reazione 3. Energia interna 4. Entalpia di reazione 5. Legge di Hess 6. Entalpia standard di formazione 7. Energia di legame ed entalpia di reazione 8. L’entropia 9. Spontaneità di un processo Mappa concettuale: L’energia delle reazioni chimiche

Reazioni chimiche ed energia 1 Reazioni chimiche ed energia In una reazione chimica si ha sviluppo o assorbimento di energia che, in prevalenza, si manifesta sotto forma di calore. Per studiare il calore di una reazione è opportuno definire il concetto di sistema e di ambiente. Per sistema s’intendono le sostanze che partecipano ad una trasformazione chimica o fisica. Per ambiente s’intende tutto ciò che è esterno al sistema.

Reazioni chimiche ed energia 1 Reazioni chimiche ed energia Un sistema può essere: Sistema aperto Sistema chiuso Sistema isolato Il calore liberato o assorbito in una reazione chimica prende il nome di calore di reazione.

Reazioni chimiche ed energia 1 Reazioni chimiche ed energia Le reazioni che sviluppano calore vengono definite esotermiche. Combustione del metano in un bruciatore domestico. In seguito alla reazione si ha un notevole abbassamento della temperatura; il fondo del becher diventa così freddo da gelare le gocce d’acqua sulla tavoletta sottostante, per cui si attacca a questa. Le reazioni che avvengono con assorbimento di calore vengono definite endotermiche.

Reazioni chimiche ed energia 1 Reazioni chimiche ed energia Quella parte della chimica che studia e misura il calore di una reazione chimica prende il nome di termochimica. La termochimica è una branca della termodinamica, disciplina che studia le relazioni tra il calore e le altre forme di energia.

Misura del calore di reazione 2 Misura del calore di reazione Il calore sviluppato o assorbito in una reazione chimica o in un processo fisico è determinato sperimentalmente con il calorimetro. Esistono due tipi di calorimetro: CALORIMETRO A TAZZA. Il vaso calorimetrico è a doppia parete come un thermos. Il calorimetro a tazza, particolarmente indicato per misurare il calore delle reazioni che si verificano in soluzione acquosa.

Misura del calore di reazione 2 Misura del calore di reazione La bomba calorimetrica, particolarmente indicata per misurare il calore di combustione di un combustibile e il contenuto energetico degli alimenti.

3 Energia interna Un sistema contiene un’energia interna (simbolo U oppure E) che comprende tutte le possibili forme di energia. Contributi importanti all’energia interna della materia provengono dall’energia cinetica e dall’energia potenziale (energia chimica) delle particelle. La variazione di energia in una reazione chimica è determinata principalmente dall’energia di legame.

Hreaz = Hprodotti − Hreagenti 4 Entalpia di reazione Per le reazioni chimiche realizzate in laboratorio si utilizzano recipienti aperti (becher, provette, beute), per cui il sistema si trova sottoposto a pressione costante, quella atmosferica. Nella condizione di pressione costante, il calore di reazione prende il nome di entalpia di reazione e si indica con H.  La variazione di entalpia di una reazione (H) è data da: Hreaz = Hprodotti − Hreagenti La variazione di entalpia è la quantità di calore che viene ceduto o assorbito in una reazione chimica condotta a pressione costante. Il H viene riportato a parte, a destra dell’equazione, e si fa precedere dal segno algebrico + se la reazione è endotermica o dal segno − se la reazione è esotermica.

5 Legge di Hess Per molte reazioni chimiche non è possibile la misura sperimentale, con un calorimetro, del calore di reazione. In tali casi risulta utile la legge di Hess (o legge dell’additività delle entalpie di reazione) che così si esprime: “se una reazione chimica può essere espressa come somma di due o più reazioni, il suo H è uguale alla somma algebrica dei valori di H delle reazioni parziali.”

Entalpia standard di formazione 6 Entalpia standard di formazione Di particolare interesse è il calore di reazione (la variazione di entalpia) che accompagna la formazione di una mole di un composto a partire dai suoi elementi, che sono nel loro stato standard (1 bar di pressione e, usualmente, a 25 °C). Per convenzione, agli elementi che si trovano nello stato standard si assegna entalpia di formazione uguale a zero. L’entalpia di formazione standard di una mole di H2O(ℓ), ad esempio, è H0 =  285,8 kJ/mol.

Entalpia standard di formazione 6 Entalpia standard di formazione Quindi, dalla sintesi di una mole di H2O(ℓ), a partire da idrogeno e ossigeno nel loro stato standard si liberano 285,8 kJ di calore. L’entalpia standard di una qualsiasi reazione risulta uguale alla somma delle entalpie di formazione dei prodotti meno la somma delle entalpie di formazione dei reagenti: H°reazione = somma H°f prodotti  somma H°f reagenti 

Energia di legame ed entalpia di reazione 7 Energia di legame ed entalpia di reazione L’entalpia di una reazione per le sostanze gassose ha origine dall’energia di legame delle molecole dei reagenti e dei prodotti. Se si prende in esame la reazione: HH + ClCl  2 HCl per l’entalpia di reazione si devono considerare due passaggi: scissione dei legami dei reagenti (processo che richiede energia) b. ricombinazione degli atomi allo stato gassoso per ottenere HCl (processo che sviluppa energia) Il H° di reazione è uguale alla somma algebrica del H° di scissione dei legami dei reagenti e di quello di formazione dei prodotti.

8 L’entropia Nel 1877 Ludwig Boltzmann introdusse il concetto di entropia, simbolo S, come misura del grado di disordine di un sistema. Inoltre constatò che statisticamente maggiore è il disordine, maggiore è l’entropia.   Aprendo il rubinetto, i due gas si mescolano creando notevole disordine molecolare (alta entropia). Nella situazione iniziale si ha basso disordine molecolare (bassa entropia).

S° = somma S° prodotti  somma S°reagenti 8 L’entropia Due gas si mescolano con un processo spontaneo. La variazione di entropia standard di una reazione (S°) si ottiene dalla relazione: S° = somma S° prodotti  somma S°reagenti L’entropia, S°, è una grandezza termodinamica la cui unità di misura è J/K.

Spontaneità di un processo 9 Spontaneità di un processo Per prevedere se due sostanze, in contatto tra loro, possono dare spontaneamente una reazione, si devono considerare quali sono le grandezze che influenzano i processi spontanei. Spontaneità ed energia L’energia di una reazione non è il solo fattore che determina la spontaneità di un processo perché esistono reazioni spontanee con H° negativo (reazioni esotermiche), ma anche con H° positivo (reazioni endotermiche). Spontaneità e disordine L’entropia da sola non dà indicazioni sulla spontaneità di una reazione; infatti esistono reazioni spontanee in cui il processo si verifica con S° negativo (diminuzione di entropia), mentre altre non sono spontanee neanche se il processo si verifica con un aumento di entropia (S°positivo).

Spontaneità di un processo 9 Spontaneità di un processo L’energia libera di Gibbs La tendenza di una reazione ad avvenire spontaneamente dipende sia da H° sia da S°. La grandezza termodinamica energia libera di Gibbs, simbolo G, tiene conto di entrambi i fattori: G = H  TS A temperatura e pressione costanti, la variazione di energia libera di una reazione è data dalla relazione: G° = H°  T S° G°  0 la reazione è spontanea G°  0 la reazione non è spontanea G°  0 la reazione è all’equilibrio

Spontaneità di un processo 9 Spontaneità di un processo Calcolo di ΔG° di una reazione Se si conosce l’energia libera standard di formazione delle sostanze presenti in una reazione, il valore di G° di una reazione si ottiene applicando la seguente relazione: G°reazione = somma G°prodotti  somma G°reagenti

Mappa concettuale: L’energia delle reazioni chimiche REAZIONI ENDOTERMICHE Necessitano di calore per avvenire REAZIONI ESOTERMICHE Sviluppano calore VARIAZIONE DI ENTALPIA DI REAZIONE ΔH° Calore scambiato in una reazione chimica o in una trasformazione fisica, a pressione costante ΔH° POSITIVO ΔH° NEGATIVO VARIAZIONE DI ENTROPIA ΔS° Misura del disordine degli atomi o delle molecole in un processo chimico o fisico VARIAZIONE DI ENERGIA LIBERA ΔG° ΔG° = ΔH° − TΔS° Se ΔG° è negativo, il processo procede spontaneamente nel verso in cui stato scritto