PON C1 Esperto prof. C. Formica Energia chimica PON C1 Esperto prof. C. Formica Immagini e testi tratti dai website di: genome.wellcome.ac.uk, dnaftb.org, unipv.it, unimi.it, wikipedia.it, unibs.it, unisi.it, unina.it, uniroma2.it, nih.gov, zanichelli.it, sciencemag.org, ncbi.gov

Sistemi termodinamici Con il termine sistema s’intende l’oggetto di indagine. Tutto ciò che circonda il sistema costituisce l’ambiente. sistema + ambiente = universo

Tipi di sistemi I sistemi possono essere: Aperti: scambiano energia e materia con l’ambiente Es.: una bevanda gassata lasciata aperta Chiusi: scambiano con l’ambiente solo energia e NON materia Es.: una lattina ancora chiusa Isolati: NON scambiano energia né materia con l’ambiente Es.: un thermos

Reazioni esotermiche e endotermiche Nelle reazioni esotermiche diminuisce l’energia chimica del sistema e aumenta la sua energia termica. Trasformazione: energia chimica energia termica. Nelle reazioni endotermiche aumenta l’energia chimica del sistema e diminuisce la sua energia termica. Trasformazione: energica termicaenergia chimica. Per il I principio della Termodinamica l’energia non si crea né si distrugge ma si trasforma da una forma all’altra: termicachimica; chimicatermica, potenzialecinetica …

Lavoro e calore Per convenzione, lavoro e calore sono negativi se determinano una riduzione dell’energia interna ΔU del sistema. Sono positivi se aumentano l’energia interna del sistema.

Entropia e entalpia entropia Testo e figure tratti da www.zanichelli.it entalpia

Reazioni esotermiche e endotermiche

Energia libera, entropia, entalpia Entalpia ΔH = indica il calore scambiato a pressione costante; è una funzione di stato cioè dipende dagli stati iniziale e finale e non dal percorso. ΔH<0 (= -Q) reazione esotermica, ΔH>0 (=+Q) reazione endotermica Entropia ΔS = indica il disordine di un sistema, aumenta col moto delle particelle ed è maggiore allo stato gassoso Energia libera ΔG = grandezza termodinamica che dipende dall’entalpia, dalla temperatura assoluta e dall’entropia del sistema. ΔG = ΔH – TΔS Testo e figure tratti da www.zanichelli.it

Energia libera, entropia, entalpia riepilogo Tipo reazione ΔH ΔS -TΔS spontanea Condizioni di spontaneità Entropia ESOTERMICA - + SI ΔG<0 ENDOTERMICA NO ΔG>0 A bassa T TΔS<ΔH Ad alta T ΔH<TΔS Cambiando il verso della reazione le ΔH, ΔG, ΔS cambiano segno

Esempio di calcolo della ΔG Reazione ΔG reagente 1 ΔG prodotto CaO + H2O  + Ca(OH)2 -604,2 -228,6 -896,76 ΔG° = ΔG somma prodotti - ΔG somma reagenti --832,8 risultato -896,76-(-832,8) = - 64 kJ/mol Deduzione: reazione spontanea nel verso indicato poiché ΔG<0 Non spontanea se si inverte il segno (dai prodotti ai reagenti) Da sinistra a destra: reazione di sintesi; da destra a sinistra: reazione di decomposizione. Il libro riporta le tabelle con i valori delle seguenti grandezze: ΔG, ΔH, ΔS ΔG° = ΔG somma prodotti - ΔG reagenti

Energia libera e energia standard in elettrochimica Spontaneità reazione ΔG° ΔE° Reazione spontanea verso sinistra <0 >0 Equilibrio Reazione spontanea verso destra Nelle celle galvaniche (pile) il calcolo del ΔG rispetta l’equazione di Nernst: ΔG° pila = -n F ΔE pila in cui ΔE = E catodo – E anodo (potenziali dei due elettrodi e potenziale della pila), F = 96500 coulomb (costante di Faraday), n= moli di elettroni scambiati. Cambiando il verso della reazione le ΔH, ΔE° cambiano segno