Appunti di Termodinamica

Appunti di Termodinamica
Mattia Natali
7 giugno 2011
Indice
1 Sistema
1
2 Principi della termodinamica
2.1 Primo principio della termodinpamica .
2.1.1 Legge di Gibbs . . . . . . . . . . .
2.2 Secondo principio della termodinamica
2.3 Terzo principio . . . . . . . . . . . . . . .
2.4 Entropia . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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2
3
3
3
3
3 Termochimica
3
3.1 Energia, sistemi, calore . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3
3.2 Misure del calore . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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3.3 Entalpia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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Per termodinamica si intendono le leggi che governano lo scambio di energia nei processi
di trasformazione della materia.
Un sistema è una porzione dell’universo, reale o immaginaria se i confini sono fisici o
matematici rispettivamente.
1
Sistema
Un sistema può interagire o non con l’ambiente (universo). Un sistema può essere:
• Isolato: non scambia nè energia nè materia.
• Chiuso: scambia energia ma non materia.
• Aperto: scambia sia energia che materia.
Con l’energia useremo questa convenzione ∆Er = ∆Ef − ∆Ei :
• Segno positivo: il sistema riceve energia dall’ambiente.
• Segno negativo: il sistema cede energia all’ambiente.
Un sistema termodinamico può essere descritto da una serie di proprietà che possono essere
sia estensive che intensive. Le proprietà iniziali e finali dipendono solamente dall’inizio e dalla
fine e non dalla modalità con cui si è arrivati allo stato finale.
La modalità con cui si passa da uno stato iniziale a finale si chiama processo che può
essere:
1
Appunti di Termodinamica
Chimica
Mattia Natali
• Irreversibile: passaggio da uno stato ad un altro per cambiamento repentino.
• Reversibile: passaggio da uno stato ad un altro per cambiamenti infinitesimi.
Si definisce funzioni di stato le proprietà che descrivono il sistema a prescindere dalla sua
storia pregressa, queste possono essere la temperatura, volume, pressione.
Si definisce energia la capacità di un sistema a compiere lavoro (energia potenziale, energia cinetica, energia termica, energia elettrica, energia nucleare, ecc). L’energia chimica è la
quantità di energia associata ad una reazione chimica a causa dei legami chimici rotti o formati
durante una reazione.
• Calorimetria è la scienza che studia il calore.
• Capacità termica di un corpo: calore necessario per innalzare di un grado Kelvin la
temperatura di un corpo.
• Calore specifico di una sostanza: calore necessario per innalzare di un grado Kelvin
l’unità di massa (grammo) di una sostanza (cal). Il calore specifico dell’acqua è molto
elevato a causa dei legami a idrogeno, bisogna rompere tutti questi legami per poter
innalzare la temperatura.
q = n · c · ∆T è l’equazione della quantità di calore che serve per innalzare una determinata
sostanza. È importante sapere se è a volume o pressione costante perchè il calore specifico di
una sostanza cambia in base a questi parametri.
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Principi della termodinamica
2.1
Primo principio della termodinpamica
L’energia si conserva: si trasforma da una forma ad un’altra, ma la somma dell’energia nelle
varie forme, rimane costante.
n
X
Etot =
Ei
i=1
Se il sistema compie lavoro, il lavoro avrà segno positivo. Se invece subisce il lavoro
avrà segno negativo.
Si definisce entalpia il calore scambiato da un sistema a pressione costante
∆H = P ∆V + ∆E
Una reazione può essere:
• Esotermica (a pressione costante): ∆H = Hprodotti − Hreagenti < 0.
• Endotermica (a pressione costante): ∆H > 0.
∆H° significa misurare l’entalpia in condizioni standard. Entalpia di formazione il calore
necessario per formare una mole di reagenti a partire dai suoi elementi in stato puro e a condizioni standard. Per convenzione si pone uguale a 0 il contenuto entalpico degli elementi puri
nello stato più stabile a condizioni P
standard (1 atm e P
25°C), esempio grafite.
Legge di Hess: ∆H°reazione = prodotti c∆H°f − reagenti c∆H°f con H°f entalpia di formazione.
Esempio:
CaO(s) + CO2 (g) −→ CaCO3 (s)
∆Hr ° = ∆Hf ° (CaCO3 ) − ∆Hf ° (CaO) − ∆Hf ° (CO2 )
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Appunti di Termodinamica
2.1.1
Chimica
Mattia Natali
Legge di Gibbs
∆G = ∆H − T ∆S
È un processo spontaneo se ∆G < 0, è all’equilibrio se ∆G = 0 mentre non è spontaneo se
∆G > 0.
2.2
Secondo principio della termodinamica
Principio della spontaneità dei processi.
Variazione di entropia ∆S: quantità di calore trasferita al sistema divisa per la temperatura.
∆H
qrev
∆S =
=
T
T
2.3
Terzo principio
A 0 K l’entropia dei vari elementi è nulla. Oltre a questa temperatura le molecole si muovono.
2.4
Entropia
Un processo per essere spontaneo
∆S >
∆H
⇒ ∆H − T ∆S < 0
T
si definisce ∆G = ∆H − T ∆S.
Se numero di moli gassose a destra è maggiore del numero di moli a sinistra la reazione è
sempre disordinante.
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Termochimica
Quelli che seguono sono appunti presi dal libro
3.1
Energia, sistemi, calore
• Energia: capacità di compiere lavoro o di fornire calore. L’energia non viene mai creata
ne distrutta. L’energia di un campione materiale dipende dalle sue dimensioni, quindi è
una proprietà estensiva.
• Termochimica: chimica che si occupa del calore liberato o assorbito nel corso delle
reazioni chimiche.
• Sistema: sostanza o miscela di reazione della quale ci occupiamo.
• Ambiente: tutto ciò che è intorno al sistema.
• Agitazione termica: moto molecolare casuale e caotico generato dal calore.
• I processi esotermici liberano calore, i processi endotermici assorbono calore.
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Appunti di Termodinamica
3.2
Chimica
Mattia Natali
Misure del calore
• Joule: unità di misura del calore.
• Calorimetro: strumento che serve per calcolare il trasferimento di calore.
• Capacità termica: C =
• Calore specifico: Cs =
3.3
∆E
∆T
con ∆E calore scambiato.
C
m.
Entalpia
• Entalpia del sistema: è una proprietà di stato, misura l’energia del sistema disponibile
sotto forma di calore a pressione costante. Per un processo endotermico ∆H > 0, per uno
esotermico ∆H < 0.
• Equazione termochimica: combina l’equazione chimica con l’entalpia di reazione. L’entalpia
di reazione è la variazione di entalpia riferita ai coefficienti stechiometrici che figurano
nell’equazione, quindi è strettamente legata al numero di moli di reagenti.
• L’entalpia di reazione standard si riferisce alla reazione che vede i reagenti e i prodotti
nei rispettivi stati standard (1 atm, 298.15 K → 25 °C) e si identifica con ∆H°.
• Entalpia standard di formazione: è l’entalpia standard di reazione relativa alla formazione della sostanza dai suoi elementi considerati nella formula più stabile. Questo implica
che l’entalpia standard di formazione di un elemento nella sua forma più stabile è zero.
Spesso si indica con ∆Hfo
• Legge di Hess: l’entalpia di reazione complessiva è la somma delle entalpie di reazione
relative ai singoli stadi nei quali si può suddividere la reazione, anche se ciò fosse solamete
teorico. Possiamo sfruttare questa legge per calcolare l’entalpia standard di formazione
di una qualsiasi reazione poichè:
X
X
o
∆H° = Hfoin − Hiniz
=
n∆Hfo (prodotti) −
n∆Hfo (reagenti)
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