TERMODINAMICA
Scienza che studia le relazioni tra il calore e le altre forme di
di energia
coinvolte in un processo fisico o chimico
Essa si basa sullo sviluppo di tre leggi che non sono derivate
matematicamente, ma sono dedotte dagli esperimenti sul
comportamento della materia macroscopica, e riassumono gli aspetti
universali di tutta l’esperienza umana. La loro validità generale è stata
ripetutamente dimostrata.
Per mezzo della termodinamica è possibile stabilire:
se una reazione può avvenire spontaneamente
quanta energia si può ottenere da una reazione
quanta di questa energia può essere trasformata in lavoro utile
quanta di questa energia è inevitabilmente dissipata
TERMODINAMICA
SISTEMA:
La porzione di universo in cui si concentra l’attenzione in un esperimento.
E’ il sistema che subisce la variazione che è oggetto di studio (es. recipiente di
reazione)
AMBIENTE:
Il resto dell’universo, o meglio la porzione di universo che può scambiare
energia e/o materia con il sistema (in genere ci si limita alla parte circostante)
sistema aperto
sistema chiuso
sistema isolato
materia
materia
materia
energia
energia
energia
ENERGIA
L’energia è la capacità di compiere un lavoro oppure di fornire calore.
ENERGIA INTERNA DI UN SISTEMA
L’energia interna è l’energia totale (cinetica + potenziale) associata ai
movimenti (cinetica) ed alle posizioni (potenziale) relative delle molecole,
atomi, elettroni del sistema.
Energia cinetica: energia legata al movimento di un corpo.
Comprende tutti i possibili movimenti delle particelle:
•traslazione
•rotazione su sé stesse
•vibrazione (oscillazione o variazione della distanza tra atomi)
Energia potenziale: contenuto energetico totale di un corpo dovuto alle
interazioni tra particelle: è legata alla posizione reciproca delle particelle
cariche che compongono atomi, molecole e ioni.
SOLIDI le molecole si muovono poco, vibrano attorno alle posizioni del reticolo Epot
GAS le molecole sono sempre a grandi distanze dove la forza intermolecolare e’ quasi
nulla Ecin
L’energia interna E è una funzione di stato cioè è una proprietà che
dipende esclusivamente dallo stato attuale del sistema ed è
completamente determinato da alcune variabili del sistema (T e P) ed
è indipendente da ogni precedente storia del sistema
h1
h0
Quando un sistema subisce una trasformazione da uno stato all’altro
la variazione di energia interna è uguale alla differenza dei valori
finale ed iniziale:
∆E = Efinale- Einiziale
Generalmente si è interessati alle variazioni dell’energia interna
piuttosto che al suo valore assoluto. Tali variazioni sono determinate
misurando lo scambio di energia tra il sistema in esame e l’ambiente
che lo circonda.
calore
Ci sono due modi in cui
l’energia può essere scambiata
tra il sistema e l’ambiente
lavoro
E’ importante notare che mentre l’energia interna è una proprietà di un
dato sistema, calore e lavoro non lo sono. Un sistema contiene energia
interna ma non calore o lavoro.
Questi sono invece i mezzi con cui il sistema scambia energia con
l’ambiente ed esistono solo durante un cambiamento del sistema
Unità di misura e convenzione dei segni
• l'unità di misura energia nel S.I. è il joule (j):
1 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 = 4.184 J
AMBIENTE
-q
+q
-w
q = calore
+ q: l’ambiente cede calore
al sistema
- q: il sistema cede calore
all’ambiente
SISTEMA
+w
w = lavoro
- w: l’ambiente compie lavoro
sul sistema
+ w: il sistema compie lavoro
sull’ambiente
– Esotermico: se il calore viene emesso dal sistema verso
l’ambiente
– Endotermico: se il calore viene assorbito dal sistema ed emesso
dall’ambiente
CALORE
Il calore è l’energia che passa in un sistema o fluisce da esso in seguito
ad una differenza di temperatura fra il sistema ed il suo ambiente.
Il calore fluisce da una regione a temperatura più alta ad una a
temperatura più bassa; il flusso di calore si ferma quando le
temperature diventano uguali.
• Simbolo: Q
• Il Calore e’ energia ‘disordinata’ che
viene trasferita tra sistema e ambiente
per ristabilire l’equilibrio termico.
• NON puo’ essere immagazzinato
come Calore. Esiste SOLAMENTE
durante il processo in cui viene
scambiato.
LAVORO
Il trasferimento di energia come lavoro è lo scambio di energia che si
verifica quando una forza F sposta un oggetto di una distanza d
(lavoro meccanico)
w = F x d = F x ∆x
In chimica ci si interessa principalmente a variazioni di volume di un
recipiente contenente una o più sostanze, eventualmente reagenti.
Ricordando che la pressione è definita come
P=
F
A
→ F = PA
W = PA∆x = P∆V
Il lavoro non è una funzione di stato e dipende quindi dal tipo di
trasformazione:
δW = PdV
P
Pi
V2
W = ∫ PdV
V1
Vf
∆Vi
∆∆V
V
Vii
V
TRASFORMAZIONE ISOBARA: variazione di volume del gas contro una
pressione costante
P
V2
W = ∫ PdV = P(V2 − V1 ) = P∆V
P
V1
Vf
∆V
Vi
V
TRASFORMAZIONE ISOTERMA: variazione di volume del gas a
temperatura costante
2
V2
RT
1
W = ∫ PdV = ∫
dV =RT ∫ dV = RT ln
V
V
V1
V1
V1
V1
V2
V2
V
Equazione dei gas perfetti per 1 mole
P=RT/V
TRASFORMAZIONE ISOCORA: a volume costante
W =0
Lavoro: Energia in Transito
• Simbolo: w
• Il Lavoro e’ energia ‘ordinata’ che
puo’ essere utilizzata per sollevare un
peso nell’Ambiente
• Non puo’ essere immagazzinata
come Lavoro. Esiste SOLAMENTE
durante il processo in cui viene
eseguito il lavoro.
12
Equivalenza tra calore e lavoro
ESPERIMENTO DI JOULE (1843)
Joule mostrò come il Lavoro e il
Calore fossero convertibili l’uno
nell’altro
Calore e lavoro meccanico sono
due forme di ENERGIA
mpeso
Il lavoro eseguito per far ruotare le
pale, causa un aumento della
temperatura dell’acqua.
La quantità di calore prodotto era
proporzionale alla quantità di lavoro
∆h
Calore e Lavoro non si Conservano
• Il Lavoro non è una funzione di stato, e dipende dal cammino.
• Essendo il Lavoro e il Calore equivalenti in Termodinamica,
neanche il Calore è una funzione di stato
Energia, Lavoro e Calore
• Scaldando un corpo, aumentiamo la sua capacita’ di compiere lavoro
e quindi aumentiamo la sua energia
• Anche compiendo lavoro sul sistema aumentiamo la sua energia, ad
esempio comprimendo un gas o tirando una molla.
• Se Calore e Lavoro non esistono al di fuori del processo in cui
vengono trasferiti,
trasferiti, cosa diventano?
diventano?
• L’evidenza sperimentale portava a concludere che ogni corpo
potesse immagazzinare l’energia internamente, senza
trasformarla in energia cinetica totale del corpo ponendolo in
movimento.
Primo principio della Termodinamica
• L’energia Interna PUO’
PUO’ essere immagazzinata
• E si comporta come una “banca”
banca”. Eseguendo lavoro
sul sistema, E immagazzina una quantità
quantità equivalente
di energia. Questa poi può essere ceduta sotto forma
di lavoro, o di calore o in altro modo.
modo.
• PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELL’
DELL’ENERGIA
∆E = q - w
L’energia si conserva: si trasforma da una forma ad un’altra, ma
la somma dell’energia nelle varie forme rimane costante.
• Il Primo principio della Termodinamica racchiude più osservazioni
sperimentali
– Calore e Lavoro sono equivalenti
– Esiste una funzione di stato chiamata e che rappresenta
l’energia “interna” del sistema
– Se il sistema è isolato
q = w = 0 per cui
∆E = 0
LL’Energia
’Energia dell
’Universo è costante
dell’Universo
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.
Reazioni esotermiche ed endotermiche
Le reazioni che avvengono con produzione di calore, cioè trasferiscono
energia dal sistema all’ambiente, sono esotermiche.
C + O2 CO2 + calore
C6H12O6 + O2
6 CO2 + 6 H2O + calore
Le reazioni che avvengono assorbendo calore sono endotermiche.
N2 + O2 + energia
H2 +
I2 + energia 2NO
2HI
H
Cl
Cl
H
elementi (H e Cl)
energia
Cl Cl
H H
molecole reagenti (H2 e Cl2)
H2
+
Cl2
2HCl
H
Cl
H
Cl
molecole prodotte (HCl)
Energia
Energia
Per un processo che avviene a volume costante, ad esempio in un
recipiente chiuso, si ha w=0 e quindi la variazione di energia interna è
pari al calore sviluppato e prodotto volume costante
∆E= qV
Molto spesso gli esperimenti avvengono a pressione costante. In
queste condizioni il calore assorbito o sviluppato sarà diverso dalla
variazione di energia interna.
Si definisce quindi una nuova funzione di stato
ENTALPIA H
ENTALPIA H
∆E = Q – W
a pressione costante
W=P∆V
∆E = Q – P∆V
E2 – E1 = Q – P(V2-V1) = Q - PV2 + PV1
Riordinando i termini
E2 + PV2 – E1 - PV1 = Q
H2
–
H=E+PV
H1 = Qp
L’entalpia è il calore scambiato a pressione costante.
L'entalpia è una funzione di stato perchè lo sono E, P e V.
Relazione tra ∆H e ∆E
H=E+PV
∆H = ∆E + ∆ (PV)
Se le reazioni coinvolgono solo liquidi e solidi si ha solo una minima
variazione di volume, perchè la densità di tutte le specie coinvolte,
contenenti gli stessi atomi, sono grandi e simili
∆E ≈ ∆H
Se le reazioni coinvolgono anche gas bisogna considerare la
variazione di volume.
Per un gas ideale
PV=nRT
A temperatura costante
∆(PV)= ∆(nRT)=RT ∆n
∆H = ∆E + RT∆n
TERMOCHIMICA
E‘ quella parte della termodinamica che studia la quantità di
calore assorbito o sviluppato nelle reazioni chimiche.
Dalla conoscenza delle energie di legame di tutti i legami implicati in una
reazione è possibile stimare approssimativamente il ∆H della reazione in
fase gassosa.
gassosa.
Consideriamo ad esempio:
esempio:
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)
HCl(g)
∆H = ?
Questa reazione può essere considerata avvenire rompendo prima il
legame ClCl-Cl ed un legame C-H.
- -
H-C-H + Cl-Cl
H
→
- -
H
H
H-C + H + Cl + Cl
H
∆H1=E(C-H)+E(Cl-Cl)
E poi formando un legame C-Cl ed uno H-Cl
H-C + H + Cl + Cl
H
H
→
- -
- -
H
H-C-Cl + H-Cl
H
∆H2=-E(C-Cl)-E(H-Cl)
Complessivamente si ha quindi:
quindi:
∆H = ∆H1+∆H2
E’ possibile stimare il ∆H di una reazione come somma delle energie dei
legami rotti meno la somma delle energie dei legami formati.
I calori di reazione vengono comunemente calcolati da dati
termodinamici,
termodinamici, perchè
perchè sono più
più accurati.
accurati. Quando questi non sono
disponibili si può dare una valutazione approssimata con questo metodo.
metodo.
Attraverso le energie di legame è possibile prevedere se una
reazione sarà
sarà esotermica o endotermica.
endotermica. In generale,
generale, se
Legami deboli ⇒ Legami forti
∆H<0
(reagenti)
prodotti)
reagenti)
((prodotti
prodotti)
esotermica
Legami forti ⇒ Legami deboli
∆H>0
(reagenti)
reagenti)
(prodotti
(prodotti)
endotermica
prodotti)
LEGGE DI HESS
Il calore di reazione dipende dalle condizioni in cui avviene la
reazione. Generalmente una reazione avviene in un recipiente aperto
a pressione atmosferica costante. Il calore di reazione viene quindi
assunto in queste condizioni ed indicato con qp
Per quanto visto prima esso è uguale alla variazione di entalpia della
reazione
qp= ∆H= Hf-Hi
in cui
∆H= H(prodotti) -H(reagenti)
L’entalpia è una funzione di stato
Diagrammi entalpici
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
H
∆H=-571,7 kJ
2H2(g), O2(g)
∆H= -571,7 kJ
∆H=571,7 kJ
2H2O(l)
2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)
∆H=+571,7 kJ
Entalpia
Il ∆H è proporzionale alla quantità di sostanza.
H2O(g) → H2(g) + 1/2 O2(g)
∆H = +241.8 kJ
2 H2O(g) → 2 H2(g) + 1 O2(g)
∆H = +483.6 kJ
La fase dei reagenti e dei prodotti è importante
H2O(g) → H2(g) + 1/2 O2(g)
∆H = +241.8 kJ
H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g)
∆H = +285.8 kJ
Il fatto che l’entalpia sia una funzione di stato implica che posso
scomporre una reazione in più stadi intermedi di cui conosco il ∆H per
determinare quello complessivo.
∆Ha
∆Hb
∆Hc
∆Hc= ∆Ha+ ∆Hb
Esempio: Si può considerare che la reazione con ∆H ignoto:
2C(grafite) + O2(g) 2CO(g)
∆H=?
avvenga in due stadi di cui sono noti i ∆H
C(grafite)
C(grafite) + O2 (g) CO2(g)
∆H1= -393,5 kJ
2CO2(g) 2CO(g) + O2(g)
∆H2= +566,0 kJ
2 C(graf) + 2 O2(g)
Entalpia (kJ)
2 CO(g) + O2(g)
∆H2= +566,0 kJ
2 CO2(g)
∆H= -221 kJ
∆H1=-393,5 x 2=-787,0 kJ
2C(grafite) + 2 O2(g)
2CO2(g)
2CO2(g)
2CO(g) + O2 (g)
2C(grafite)+2O2 (g) +2CO2(g) 2CO2(g)+2CO(g)+O2 (g)
∆H1= -393,5 x 2 =-787,0 kJ
∆H2= +566,0 kJ
∆H= -221,0 kJ
Esempio: sono noti i ∆H per le seguenti reazioni:
S(s) + O2(g) SO2(g)
∆H= -297 kJ
2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) ∆H= +198 kJ
(A)
(B)
Determinare il ∆H della reazione
2S(s) + 3O2(g) 2SO3(g)
∆H= ?
(C)
Si può osservare che occorre invertire la reazione B (cioè moltiplicarla per
-1) e sommarla alla reazione A moltiplicata per due:
2S(s) + 2O2(g) 2SO2(g)
∆H= (-297)x2= -594 kJ
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g)
∆H= (+198)x(-1)= -198 kJ
2S(s)+3O2(g)+2SO2(g) 2SO2(g)+2SO3(g)
∆H= -594-198 = -792 kJ
Stato standard
Poichè le variazioni di entalpia dipendono dalle condizioni di P e T della
reazione è conveniente riferirsi a determinate condizioni.
Lo stato standard di una sostanza è costituito dalla specie pura nello stato
più stabile ad 1 atm di pressione e temperatura specificata (di norma
25°C).
La condizione standard viene indicata con l'apice °
∆H°
Ad esempio per l'acqua la reazione termochimica di formazione è:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)
∆H°f=-285,8 kJ
L’entalpia degli elementi nei loro stati standard è zero per definizione.
Stati Standard e ∆H Standard
• Ad esempio, lo stato standard dell’etanolo a 298 K è
etanolo liquido puro a 298 K e 1 bar.
• Lo stato standard del ferro a 500 K è ferro puro solido
ad 1 bar.
• Si deve considerare la fase più stabile.
• Una variazione di entalpia standard, è il ∆H di un
processo dove sia lo stato iniziale che quello finale
sono stati standard.
Reagenti e
∆tipoH°
Tipo di
Processo
prodotti in stati
standard: 1 bar
e 25 °C
Entalpie standard di formazione
Se, partendo dagli elementi nel loro stato standard, si misura la quantità
di calore associata alla formazione di un composto questa rappresenta
l’entalpia di formazione standard
∆Hf°
Questi valori ricavati sperimentalmente, sono chiamati “entalpie molari standard
di formazione” e si trovano nelle tabelle. Essi corrispondono al calore assorbito o
sviluppato nella formazione di una mole di un composto a partire dagli elementi
H
0
C+O2
H2+1/2 O2
C+2H2
∆Hf°(H2O(l))
∆Hf°(CO2)
CO2
∆Hf°(CH4)
CH4
H2O(l)
CH4+2O2 CO2 + 2H2O
∆H°comb= ∆Hf°(CO2) +2 ∆Hf°(H2O(l)) - ∆Hf°(CH4)
H
C+O2+2H2
0
∆Hf°(CH4)
∆Hf°(CO2)+2 ∆Hf°(H2O(l))
CH4+O2
∆HR°
CO2+2H2O
∆HR°=Σνi∆H°fPRODOTTI- Σνi∆H°fREAGENTI
Esempio: Un fiammifero da cucina contiene P4S3. Determinare il calore
sviluppato dalla reazione di combustione di una mole di P4S3
P4S3(s) + 8 O2(g) P4O10(s) + 3 SO2(g)
Sono noti:
∆H°f(P4O10)= -2940 kJ/mol
∆H°f(SO2)= -296,8 kJ/mol
∆H°f(P4S3)= - 163.0 kJ/mol
Per risolvere il problema applichiamo la relazione:
∆Hr°= Σ n ∆H°f (prodotti) - Σ m ∆H°f (reagenti)
Per la specifica reazione:
∆Hr°= [ ∆H°f(P4O10) + 3 ∆H°f(SO2)] - [∆H°f(P4S3) + 8 ∆H°f(O2)]
Sostituiamo i valori noti:
∆Hr°=[-2940 + 3 × (-296,8)] - [-163.0 + 8 × (0)] = 3667.0 kJ/mol
