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.
materia
ambiente
sistema
energia
I sistemi chiusi scambiano con l’ambiente
solo l’energia, ma non materia.
ambiente
sistema
I sistemi isolati non scambiano on
l’ambiente né materia né energia.
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
C6H12O6 + O2
CO2 + calore
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
H
C
H
O
H
O
+
O
O
O
C
O +
H
O
H
O
H
H
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 +
2HI
I2 + energia
CaCO3 + energia
CaO + CO2
L’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
struttura organizzata
Liquido:le particelle
hanno più libertà di
movimento
Aeriforme: le
molecole possono
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. 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
Nei casi dubbi, il
determinante. Per
favorevole occorre
quelle esotermiche
bassa temperatura.
ΔS<0
ΔG = ?
terzo e il quarto, la temperatura è
le reazioni endotermiche con entropia
una temperatura elevata, mentre per
con entropia sfavorevole è meglio la
