Sistema e ambiente Si definiscono “sistemi chimici” le sostanze (reagenti e prodotti) che partecipano alle trasformazioni fisiche e chimiche della materia. Tutto ciò che circonda il sistema viene definito “ambiente”. I sistemi aperti scambiano con l’ambiente sia materia che energia. energia materia ambiente sistema

I sistemi isolati non scambiano on l’ambiente né materia né energia. I sistemi chiusi scambiano con l’ambiente solo l’energia, ma non materia. I sistemi isolati non scambiano on l’ambiente né materia né energia. ambiente sistema ambiente sistema

Reazioni ed energia Nel corso di una reazione chimica si rompono dei legami e se ne formano di nuovi: il passaggio dai reagenti ai prodotti è sempre accompagnato da una variazione di energia chimica potenziale. In molti casi l’energia potenziale diminuisce, cioè i prodotti possiedono un’energia potenziale inferiore a quella dei reagenti, in altri casi accade l’inverso. Queste trasformazioni energetiche consistono, quasi sempre, in trasferimenti e scambi di calore o lavoro, (ad esempio lavoro elettrico in una pila o lavoro meccanico dovuto all’espansione di un gas che si forma nel corso di una reazione) tra sistema e ambiente.

Reazioni esotermiche Le reazioni che avvengono con produzione di calore, cioè trasferiscono energia dal sistema all’ambiente, sono esotermiche. C + O2 CO2 + calore C6H12O6 + O2 6 CO2 + 6 H2O + calore In questa reazione non risultano importanti i prodotti di reazione, bensì il calore emesso.

Il calore di reazione Il calore emesso nel corso della reazione ha come fonte l’energia dei legami delle molecole. Nella combustione del metano, ad esempio: H O O O H C H + H H H O O O H H O C O + L’energia immagazzinata nei legami C H del metano e nei legami O O dell’ossigeno è maggiore dell’energia dei legami C O dell’anidride carbonica e dei legami H O dell’acqua. Parte dell’energia immagazzinata nei legami dei reagenti si libera sotto forma di calore, il resto viene immagazzinato nei legami prodotti. Si formano molecole più stabili, con legami più forti.

Reazioni endotermiche Si definiscono endotermiche le reazioni che avvengono con assorbimento di calore dall’ambiente. N2 + O2 + energia 2NO H2 + I2 + energia 2HI CaCO3 + energia CaO + CO2

L’entalpia H = ENTALPIA L’energia potenziale, l’energia di legame, contenuta da ogni sostanza, viene definita entalpia ed indicata con H. L’entalpia è una grandezza estensiva, e, se riferita ad una mole di sostanza, si definisce entalpia molare. H = ENTALPIA

Se la reazione avviene a pressione costante, il calore assorbito o emesso nel corso di reazione coincide con la variazione di entalpia ΔH. Il simbolo “Δ” indica variazione. ΔH = H prodotti – H reagenti In una reazione esotermica il ΔH è negativo. ΔH < 0 In una reazione endotermica il ΔH è positivo. ΔH > 0

Entropia Nella vita di tutti i giorni , il concetto di disordine ci è familiare….Anche la Chimica è interessata al disordine, quello legato alla disposizione più o meno regolare delle particelle (atomi e molecole) e alla struttura della materia. Ad esempio: Solido: possiede una Liquido:le particelle Aeriforme: le struttura organizzata hanno più libertà di molecole possono movimento muoversi in tutte direzioni La fusione del ghiaccio ad acqua liquida e l’evaporazione del liquido avvengono con aumento di entropia. La variazione di entropia è positiva: ΔS>0

L’energia libera Nei processi spontanei sono coinvolte sia l’entalpia che l’entropia. La funzione energia libera di Gibbs, G, tiene conto di entrambi i fattori, che compaiono nella relazione: G = H - TS, dove T è la temperatura assoluta a cui si verifica il processo. La variazione di energia libera è rappresentata dalla seguente equazione: ΔG =ΔH – TΔS Una reazione chimica può procedere spontaneamente se l’energia libera dei prodotti è inferiore all’energia libera dei reagenti. Un processo è spontaneo se l’energia libera diminuisce. A seconda del valore assunto da ΔG, si possono presentare queste tre situazioni: ΔG<0 la reazione è spontanea; ΔG >0 la reazione non è spontanea; ΔG=0 la reazione è all’equilibrio. Conoscendo l’energia libera standard delle sostanze coinvolte nella reazione il calcolo del ΔG è dato dalla relazione: ΔG°reazione = ΔG° prodotti - ΔG° reagenti

Se consideriamo separatamente i contributi che i due termini, quello legato all’entalpia e quello legato all’entropia, forniscono alla variazione di energia libera, ci troviamo di fronte a quattro casi: 1-Sia la variazione di entalpia che quella di entropia sono favorevoli: in questo caso la spontaneità è assicurata a qualsiasi temperatura: ΔH<0 ΔS >0 ΔG <0 2-Sia la variazione di entalpia, sia quella di entropia sono sfavorevoli, cioè la trasformazione è endotermica e procede con diminuzione di entropia. In questo caso la reazione non è spontanea in nessun caso. ΔH >0 ΔS <0 ΔG>0

3- Il disordine aumenta, ma il processo è endotermico 3- Il disordine aumenta, ma il processo è endotermico. Se il termine TΔS è maggiore di ΔH, la reazione è spontanea. Questa condizione si verifica più facilmente se la temperatura è alta. ΔH>0 ΔS>0 ΔG = ? 4-L’entropia diminuisce, ma il processo è esotermico. Anche in questo caso, come nel precedente, vince il contributo più forte. L’entalpia può prevalere nel determinare la spontaneità del processo, soprattutto alle basse temperature. ΔH>0 ΔS<0 ΔG = ? Nei casi dubbi, il terzo e il quarto, la temperatura è determinante. Per le reazioni endotermiche con entropia favorevole occorre una temperatura elevata, mentre per quelle esotermiche con entropia sfavorevole è meglio la bassa temperatura.