Studio delle variazioni di energia durante una trasformazione

Presentazione sul tema: "Studio delle variazioni di energia durante una trasformazione"— Transcript della presentazione:

1 Studio delle variazioni di energia durante una trasformazione
TERMODINAMICA Studio delle variazioni di energia durante una trasformazione Calore e lavoro - 1° principio termodinamica Energia interna ed Entalpia - Termochimica (Hess) Entropia - 2° e 3° Principio termodinamica Energia libera Variazione di energia libera in una reazione Variazione di energia libera e Keq

2 Energia Un sistema può scambiare energia con l’esterno mediante scambio lavoro e/o di calore. se l'energia contenuta nelle molecole dei prodotti è > di quella dei reagenti occorre fornire energia: es. della fotosintesi per la biosintesi di glucosio, (C6H12O6) a partire da biossido di carbonio e acqua: 6CO2(g) + 6H2O(1) + energia  C6H12O6(s) + 6O2(g) se l'energia delle molecole dei prodotti è < a quella dei reagenti la differenza di energia viene liberata nell'ambiente. es. combustione.  C6H12O6(s) + 6O2(g)  6CO2(g) + 6H2O(1) + energia

3 unità di misura l'unità di misura energia nel S.I. è il joule (j): l J =1 kg m2/s2  Una unità di misura largamente utilizzata in chimica è la caloria (cal): quantità di energia necessaria per aumentare di l°C la temperatura di 1 g di acqua.  1 cal = j

4 E INTERNA = E CINETICA + E POTENZIALE
L’energia interna di un sistema comprende tutte le forme di energia che possono essere scambiate attraverso processi fisici semplici (non nucleari) o reazioni chimiche E INTERNA = E CINETICA + E POTENZIALE Energia cinetica di traslazione Energia cinetica di rotazione Energia di legame intermolecolare Energia di legame intramolecolare Energia vibrazionale

5 materia sistema aperto energia sistema chiuso energia sistema isolato

6 L’energia complessiva del sistema e dell’ambiente nel corso di una trasformazione non cambia
+ q - q - w + w SISTEMA w = lavoro - w: l’ambiente compie lavoro sul sistema + w: il sistema compie lavoro sull’ambiente q = calore + q: l’ambiente cede calore al sistema - q: il sistema cede calore all’ambiente

7 ENERGIA, CALORE E TERMOCHIMICA
 Le reazioni chimiche liberano o assorbono calore. Q è la quantità di calore scambiata dalla reazione stessa H2 (g) + 1/2 O 2 (g)  H2O(l) + Q CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(1) + Q Se facciamo reagire 10 moli di H2 saranno richieste 5 moli di O2; si formeranno 10 moli di acqua e si libererà una quantità di calore pari a 10 volte Q.  Il calore può essere visto come uno dei prodotti (o reagenti) di certe reazioni chimiche.

8 1° Principio della termodinamica
L’energia posseduta dalle particelle presenti in un campione è la energia interna E (o anche U) legge di conservazione dell'energia: l'energia non può essere creata né distrutta. 1° Principio della termodinamica: l'energia interna di un sistema isolato si mantiene costante.

9 I° principio della termodinamica
DE = Q - W La variazione di energia interna di un sistema, DE, in seguito a una trasformazione è uguale al calore assorbito dal sistema, Q, meno il lavoro compiuto dal sistema, W. E2 E DE = E2 – E1 +q E1 -w stato finale stato iniziale

10 Reazione di combustione del glucosio
C6H12O6(s) + 6O2(g)  6CO2(g) + 6H2O(l) O2 GLUC. + q CO2 H2O DT q = m • c • DT

11 variazione di temperatura
Energia termica q = m • c • DT variazione di temperatura massa (moli o g) capacità termica (calore specifico) quantità di calore necessaria ad innalzare di 1°C la temperatura di una massa unitaria di sostanza

12 Capacità termica Se forniamo calore ad un corpo si ha un aumento di temperatura q = C x T  La costante di proporzionalità C è la capacità termica; 1 g di acqua ha una capacità termica di 1 cal/°C o 4,18 J/°K g  capacità termica specifica c (spesso indicata anche come «calore specifico»): capacità termica per grammo o per mole di sostanza.

13 CALORIMETRIA Misurazione delle variazioni di energia interna e di entalpia che accompagnano una reazione dalla quantità di calore scambiato durante la stessa. a volume costante Qv = E a pressione costante Qp = H Il calore scambiato viene misurato per mezzo di un calorimetro.

14 Entalpia = energia a pressione costante
essendo W=P•DV H = E + P•V DH = DE + P•DV DE = Q - P•DV DH = Q - P•DV + P•DV A pressione costante l’entalpia corrisponde al calore di reazione (relazione importante poiché nei sistemi biologici la maggior parte delle reazioni biochimiche avvengono a pressione costante) DH = Q

15 DH = HPRODOTTI - HREAGENTI
SISTEMA CHIMICO REAGENTI  PRODOTTI DH = HPRODOTTI - HREAGENTI Se DH < 0 la reazione è esotermica Se DH > 0 la reazione è endotermica N2H4 + H2O2  N2 + 4H20 2HgO  2Hg + O2 H H N2H4 + H2O2 2Hg + O2 ? ? - q + q N2 + 4H20 2HgO ? ? DH = Kcal/mole N2 DH = Kcal/mole O2

16 Processi endotermici e esotermici
Esotermico: durante la trasformazione il sistema cede una certa energia sotto forma di calore. Endotermico: durante la trasformazione si ha assorbimento di calore. Hi Hf DH > 0 Hi DH < 0 Hf

17 Variazione di entalpia nelle trasformazioni fisiche.
La differenza di entalpia molare tra molecole di una sostanza allo stato liquido e il vapore è nota come entalpia di vaporizzazione,  Per l'acqua a 100°C, Hvap= Hgas - Hliquido = + 40,7 kj/mol  entalpia di fusione è definita come:  Hfus = Hliquido - Hsolido

18 curva di riscaldamento
Il diagramma di riscaldamento del ghiaccio già visto ci permette ora di parlare di variazioni di entalpie e non più di calori scambiati dato che il processo di riscaldamento si svolge a p costante.

19 Le funzioni di stato Le funzioni di stato dipendono soltanto dallo stato del sistema. La variazione di una funzione di stato nel passare da uno stato all’altro è indipendente dal percorso fatto. L’energia interna è funzione di stato; calore e lavoro non lo sono.

20 Funzione di stato DE DHa DHb DHc DHc= DHa+ DHb

21 Entalpia delle trasformazioni chimiche
 quando 1 mol di CH4 (16 g) brucia all'aria vengono liberati 890 kj di calore; cioè la reazione:  CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O  si accompagna a una diminuzione totale di entalpia del sistema (la miscela di reazione) pari a 890 kj per ogni mole di molecole di CH4  Questa rappresenta l'entalpia di reazione,  CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O DH = kj  Per 2 mol di metano la variazione di entalpia e’ il doppio:  2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O DH = kj

22 Entalpie di formazione
l'entalpia standard di formazione di un composto corrisponde all'entalpia standard per mole di unità formula della reazione di sintesi di quel composto a partire dai suoi elementi costitutivi nella loro forma più stabile alla temperatura di 25°C e alla pressione di 1 atm.  2H2(g)+O2(g)2H2O(1) DH° = - 571,6 kj  DH° = - 285,8 kj/mol H2O L’Entalpia degli elementi nel loro stato standard (stato cristallino a minore contenuto energetico, puro, ad 1 atm e 25°C) viene convenzionalmente assunta uguale a 0.

23 Entalpia standard di reazione.
Essendo l’entalpia funzione di stato, la entalpia di una reazione chimica è calcolabile come differenza tra l’entalpia dei prodotti e quella dei reagenti: DH = S D Hf° prodotti - S D Hf° reagenti CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) DH = - 803,1 kj DH = [D Hf° CO2 + 2 D Hf° H2O(g)] - (D Hf° CH D Hf° O2 ) = [ (- 242)] - [ -74,9 + 2 x 0] = - 803,1 kJ I dati relativi ai D Hf° sono in kJ/mol

24 l'entalpia standard di combustione
di una sostanza è la variazione di entalpia per mole di sostanza conseguente alla combustione completa di tale sostanza in condizioni standard.  La combustione completa degli idrocarburi produce biossido di carbonio e acqua: C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(1) DH°= kj

25 Legge di Hess  L'entalpia è una proprietà di stato, le sue variazioni sono indipendenti dal modo in cui i reagenti di una determinata reazione si trasformano nei prodotti. Calcola DH° di 2 C(s) +2O2(g)  2CO2(g) 2C(s) + O2(g)  2CO(g) DH°=- 221 kj 2CO (g) + O2(g) 2CO2(g) DH°=- 566 kj 2C(s) +2CO(g)+ 2 O2(g) 2CO(g)+ 2CO2(g) 2 C(s) +2O2(g)  2CO2(g) DHx DHx = - 221,0 kj + (- 566,0 kj) = - 787,0 kj