66918 - TERMODINAMICA CHIMICA

66918 - TERMODINAMICA CHIMICA
Anno Accademico 2013/2014
Programma/Contenuti
Necessità della termodinamica – Sistema Termodinamico – Stato del sistema e variabili
termodinamiche – Temperatura empirica – Pareti – Processi reversibili, irreversibili e quasi-statici –
Equilibrio – Lavoro – Calore – Primo principio della termodinamica – Processi adiabaticamente
impossibili – Secondo principio della termodinamica – Esistenza di superfici adiabatiche numerabili
e introduzione della variabile di stato entropia – Relazione fra U ed S – Scala assoluta delle
temperature – Entropia come criterio di equilibrio – Sistemi non adiabatici e criterio di equilibrio in
termini dell'energia interna U – Equazione fondamentale per i sistemi chiusi – Trasformazioni di
Legendre e potenziali termodinamici – Equazioni caratteristiche per i sistemi chiusi nelle variabili
canoniche – Criteri di equilibrio in termini dei potenziali termodinamici. Energia interna, entalpia e
calore – Capacità termiche a volume e a pressione costanti – Sistemi aperti e/o sedi di reazioni
chimiche: potenziale chimico - Equazioni caratteristiche per i sistemi a composizione variabile Sistemi a composizione variabile globalmente chiusi – Grandezze molari e molari parziali –
Integrazione delle equazioni caratteristiche – Equazione di Gibbs- Helmholtz – Equazione di GibbsDuhem – Relazioni di Maxwell fra coefficienti differenziali parziali – Termochimica - Leggi di
Hess e di Kirchhoff – Entalpia ed energia libera standard – Calcolo delle variazioni di entropia al
variare della temperatura e in corrispondenza di transizioni di fase – Cenni su 3° principio ed
entropia assoluta – Condizioni per l'equilibrio tra fasi - Espressione del potenziale chimico per un
gas perfetto – Stato standard per un gas puro – Fugacità e coefficiente di fugacità per un gas reale –
Transizioni di fase e classificazione di Ehrenfest – Derivazione della regola delle fasi – Equilibri di
fase in sistemi ad un componente – Equazione di Clapeyron e di Clapeyron-Clausius – Diagrammi
di stato - Equilibri di fase in sistemi a più componenti – Miscele e soluzioni ideali – Equilibrio
liquido-vapore: leggi di Henry e di Raoult – Stati standard ed espressione del potenziale chimico di
non elettroliti in miscele e soluzioni ideali in funzione della composizione – Variazioni di energia
libera, entalpia ed entropia in seguito al mescolamento di due componenti puri – Separazione di fase
ed immiscibilità – Equilibrio fra una soluzione ideale e una fase pura: innalzamento della
temperatura di ebollizione ed abbassamento della temperatura di fusione – Eutettici - Miscele e
soluzioni reali: deviazioni positive e negative dalle leggi di Henry e di Raoult, coefficienti di attività
– Diagrammi di fase liquido-vapore e solido-liquido di sistemi a due componenti – Azeotropi –
Equilibri di reazione: grado d'avanzamento, quoziente di reazione e costante d'equilibrio e quoziente
di reazione, isoterma di reazione – Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura e dalla
pressione – Cenni su reazioni chimiche in fasi separate: equilibrio eterogeneo – Soluzioni di
elettroliti – Stati standard ed espressione del potenziale chimico di elettroliti in soluzione in
funzione della composizione - Potenziale chimico di specie ioniche singole – Parametri
termodinamici da misure di voltaggio di celle elettrochimiche.