Termodinamica classica Stato di un sistema, funzioni di stato Energia Stato di un sistema, funzioni di stato Tre principi Definizioni di sistema ed ambiente. Sistema: la parte di universo oggetto di studio. Ambiente: l’insieme dei sistemi con cui il sistema in studio interagisce scambiando energia. Sistema isolato= non scambia energia. Universo: l’insieme di tutti i sistemi.

Primo principio: l’energia si conserva, ma può essere variata nella forma. Formulazione matematica DU= Q-L. U= energia interna Q= calore assorbito L= lavoro fatto U è l’energia interna di un sistema che può variare per scambi di energia con l’ambiente. Calore e lavoro sono mezzi con cui l’energia è scambiata, il lavoro è energia trasferita per mezzo di un collegamento meccanico con l’ambiente, mentre il calore è energia trasferita a causa di una differenza di temperatura, ovvero di energia cinetica, con l’ambiente. L’energia interna di un sistema è una funzione di stato, ovvero è una proprietà intrinseca del sistema, mentre i mezzi con cui è scambiata l’energia possono variare a secondo il percorso seguito dalla trasformazione. Un sistema immagazzina energia se assorbe calore e/o se subisce un lavoro, cede energia se compie un lavoro e/o se cede calore.

REAZIONE CHIMICA – SISTEMA (Reagenti) che subisce una TRASFORMAZIONE (Formazione dei prodotti)

ENTALPIA – FUNZIONE DI STATO D(PV) = PUO’ ESSERE UN LAVORO, ad esempio legato all’espansione di un gas, cioè ad un aumento di volume del gas stesso PDV A PRESSIONE COSTANTE= noi viviamo a pressione sostanzialmente costante Dalla definizione di DU si ricava quindi La variazione di entalpia è uguale al calore scambiato dalla trasformazione quando avviene a pressione costante

La grandezza c è nota come calore specifico : è definita come la quantità di calore necessaria ad innalzare di un grado centigrado la temperatura di un grammo di una sostanza. Il processo di transizione di fase quindi ci dice che il calore necessario al passaggio di fase è: Q =l m il calore Q fornito o sottratto al sistema non influisce sulla temperatura, ma è proporzionale alla quantità di sostanza m che ha cambiato fase, e continua fino a che tutta la sostanza non cambia fase. In assenza di transizioni di fase invece, un apporto o un prelievo di calore determina una variazione di temperatura. L'unità di misura del calore latente λ nel Sistema internazionale è J/kg. Spesso il calore latente viene espresso per mole di sostanza come calore latente molare e nel SI si misura in J/mol= COINCIDE CON IL DH DELLA TRANSIZIONE DI FASE A PRESSIONE COSTANTE

Calore latente e temperatura al cambio di stato di sostanze comuni alla pressione atmosferica Sostanza Calore latente di fusione [kJ/kg] Temperatura di fusione [°C] Calore latente di ebollizione [kJ/kg] Temperatura di ebollizione [°C] Etanolo 108 -114 855 78,3 Ammoniaca 339 -75 1369 -33 Biossido di carbonio 184 -57 574 -78 Elio 1.25 -269,7 21 -268,93 Idrogeno 58 -259 455 -253 Azoto 25,7 -210 200 -196 Ossigeno 13,9 -219 213 -183 Mercurio 11 -39 294 357 Zolfo 54 115 1406 445 Acqua 335 2272 100

Si rompono o si formano legami intermolecolari……………. Riguardo alla vaporizzazione dell’acqua è il caso di fare qualche considerazione: il valore del ΔH è positivo quindi la trasformazione è endotermica; tuttavia sarà spontanea ad alta temperatura, cioè quando il fattore entropico (favorevole) bilancerà quello entalpico (sfavorevole): ΔH= +44000 J ΔS = 188,7-69,91=118,79 J/K ΔG= ΔH - T ΔS = 0; ΔH = T ΔS; T = ΔH/ ΔS. ΔH/ ΔS=44000/118,79=370,4 K=97,4 °C Si rompono o si formano legami intermolecolari…………….

Enunciato non dimostrato Nelle reazioni chimiche c’è sempre una modifica di legami intra e intermolecolari. Il DH misura la variazione di energia degli elettroni nelle modifiche dei legami Infatti i nuclei non subiscono modifiche, quindi non contribuiscono a variazioni di energia La variazione di energia degli elettroni nel cambio di legami è misurabile attraverso la variazione della loro Epot, a causa del teorema del viriale. Enunciato non dimostrato TEOREMA DEL VIRIALE per particelle cariche in movimento le energie pot e cin sono legate da una semplice relazione matematica.

DH > 0 ENDOTERMICA DH < 0 ESOTERMICA Reazione ENDOTERMICA Reazione ESOTERMICA

VARIAZIONE DI ENTALPIA DI FACILE MISURA in quanto coincidente con uno scambio di calore (apparecchio da usare = calorimetro) in termini atomici è la misura della differenza tra le energie dei legami rotti e le energie di quelli formati

Conoscendo le seguenti energie di legame: CO 358 KJ/mol, HI 299 KJ/mol, CI 240 KJ/mol e OH 463 KJ/mol, calcolare il calore sviluppato o consumato dalla seguente reazione: H H   HCOH(g) + HI(g)  HCI(g) + HOH(g)   H H Si scindono: 1 legame CO e 1 legame HI Si formano: 1 legame CI e 1 legame HO DH=(358+299)  (240+463) =  46 kJ (reazione esotermica)

Sapendo che l’energia del legame HH è di 436 KJ/mol, e che la reazione è la seguente: H2(g) + calore  2 H(g) calcolare il calore necessario rispettivamente per rompere i legami di una mole di H2 e di 6 g di H2. Si scinde 1 legame HH quindi il calore necessario è 436 kJ per mole n H2 = 3 mol  3x436 = 1308 kJ

Sapendo che le energie dei legami CH e HH sono rispettivamente 413 KJ/mol e 436 KJ/mol, calcolare il DH della seguente reazione: CH4(g)  C(g) + 2 H2(g) DH= 4x413 2x436 = 780 kJ (reazione endotermica)

Sapendo che le energie dei legami II, HH ed HI sono rispettivamente 151 KJ/mol, 436 KJ/mol e 299 KJ/mol, calcolare il DH della seguente reazione: I2(s) + H2(g)  2 HI(g) DH = (151 + 436) 2x299 = 11 kJ (reazione esotermica)

Quanta H2O e quanta CO2 si producono durante la combustione di 1 mole di propano, C3H8? C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) Sapendo inoltre che la combustione di una mole di propano sviluppa 2.140 x 103 KJ/mol, determinare il calore svolto da un kg di C3H8. C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l) Da una mole di propano si ottengono 4 moli di acqua e 3 moli di anidride carbonica n C3H8 = (1000 g) / (44 g mol-1) = 22.7 moli 1 : (2.140 x 103) = 22.7 : X X = 48.578 x 103 KJ