Sistema e ambiente Si definiscono “sistemi chimici” le sostanze (reagenti e prodotti) che partecipano alle trasformazioni fisiche e chimiche della materia.

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2 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

3 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

4 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.

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

6 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.

7 Reazioni endotermiche
Si definiscono endotermiche le reazioni che avvengono con assorbimento di calore dall’ambiente. N O energia NO H I energia HI CaCO3 + energia CaO + CO2

8 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

9 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

10 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

11 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

12 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< ΔS > 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 > ΔS < ΔG>0

13 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> ΔS> 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> ΔS< 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.