Esempi di termodinamica chimica
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Calcoliamo ∆H e ∆S
∆H°f(NH3) = -46.2 kJ/mol
∆Hreazione= 2(-46.2) = -92.4 kJ/mol (reazione esotermica)
S°(N2(g)) = 0.1915 kJ/mol K
S°(H2(g)) = 0.1306 kJ/mol K
S°(NH3) = 0.1925 kJ/mol K
∆Sreazione = 2(0.1925) – (0.1915+3(0.1306)) = -0.1983 kJ/molK
∆S < 0 infatti ci sono 4 mol di gas a sinistra e solo 2 a destra (diminuzione
del disordine)
-calcolare il ∆G a 25 °C (298 K)
∆G = ∆H − T ∆S = -92.4 +298(0.1983) = -33.3 kJ/mol (<0, la reazione è
spontanea)
-calcolare la T alla quale ∆G=0
Quando ∆G=0 si ha che
∆Η = T ∆S
ovvero
T = ∆Η / ∆S = -92.4/(-0.1983) = 466 K
Sopra a 466 K la reazione non è più spontanea
-Calcolare, col metodo approssimato delle energie di legame, il ∆H della
reazione:
CH2=CH2 + 3O2 2CO2 + 2H2O
Scriviamo le formule di struttura dei composti:
H
H
C
O
C
O
O
C
O
O
H
H
H
Calcoliamo l’energia di atomizzazione dei reagenti
BDE(C=C) = 147 kcal/mol
BDE(C-H) = 99 kcal/mol
BDE(O=O) = 118 kcal/mol
H
BDE(O-H) = 111 kcal/mol
BDE(C=O) = 192 kcal/mol
a)Energia_atomizzazione = BDE(C=C)+4BDE(C-H)+3BDE(O=O) =
147+4•99+3•118 = 897 kcal/mol
b) Energia_guadagnata = 2•2BDE(C=O) + 2•2(BDE(O-H)) =
4•192+4•111 = 1212 kcal/mol
L’energia di atomizzazione viene spesa quindi ha segno positivo, mentre
l’energia guadagnata ha segno negativo. L’entalpia di reazione risulta
quindi essere:
∆H = energia_atomizzazione – energia_guadagnata = 897-1212 = -315
kcal/mol
La reazione è esotermica
