Introduzione agli Idrocarburi

Gli Idrocarburi

• Gli idrocarburi sono composti chimici formati da idrogeno e carbonio, con possibili aggiunte di ossigeno, azoto e zolfo.
• Sono numerosissimi, contandosi a migliaia, e le loro caratteristiche variano in base alla costituzione delle molecole.
• Un singolo atomo di carbonio legato a quattro di idrogeno forma il metano (CH₄), che è l'idrocarburo più semplice.
• Atomi di carbonio e idrogeno si uniscono in catene per formare idrocarburi più complessi.
• Tutti gli idrocarburi sono combustibili, bruciano combinandosi con l'ossigeno e sviluppando calore.
• Possono presentarsi allo stato gassoso, liquido o solido.
• Gli idrocarburi con molecole più semplici e leggere sono gassosi a temperatura e pressione normali, come il metano.
• La maggior parte degli idrocarburi composti da molecole più complesse sono liquidi in condizioni normali e costituiscono diversi tipi di petrolio.
• Non esiste una composizione chimica unica per i petroli; essi possono variare molto a seconda della zona di estrazione, il che ne determina un diverso valore.
• Gli idrocarburi più complessi con molecole pesanti sono solidi a temperatura ordinaria, come la naftalina e la paraffina.

Il Petrolio

• Il petrolio naturale o greggio è un liquido oleoso, più o meno denso, dall'odore sgradevole e di colore variabile (bruno, verde scuro, quasi nero) con riflessi azzurrognoli-verdastri.
• Ha una massa volumica inferiore a quella dell'acqua, permettendogli di galleggiare.
• Si trova comunemente in profondità nella crosta terrestre, ma può affiorare spontaneamente dalle rocce o formare piccoli laghi in superficie.
• È la più importante risorsa energetica mondiale e la materia prima per l'industria petrolchimica, che produce plastiche, fibre sintetiche e concimi chimici.
• Chimicamente, il petrolio greggio è una miscela di idrocarburi.
• Si forma dalla trasformazione di organismi vegetali e animali attraverso complessi processi fisici e chimici nel corso della lunghissima storia della Terra e porta alla formazione delle rocce sedimentarie.

Termodinamica

Terminologia

• La termodinamica studia l'energia e le sue trasformazioni.
  • Predice se un processo avverrà in determinate condizioni.
  • Non considera la velocità di reazione.
• La cinetica studia le velocità di reazione.
• Sistema: la parte dell'universo studiata.
• Ambiente: tutto il resto nell'universo.
• Universo: Sistema + Ambiente
• Sistema aperto: scambia sia materia che energia con l'ambiente circostante.
• Sistema chiuso: scambia energia ma non materia con l'ambiente circostante.
• Sistema isolato: non scambia né materia né energia con l'ambiente circostante.
• Proprietà intensiva: non dipende dalla quantità di sostanza.
  • Esempi: temperatura, pressione, densità.
• Proprietà estensiva: dipende dalla quantità di sostanza.
  • Esempi: massa, volume, energia.
• Funzione di stato: una proprietà che dipende solo dallo stato attuale del sistema, non da come è stato raggiunto tale stato.
  • Esempi: energia (E), entalpia (H), pressione (P), volume (V), temperatura (T).
• Variazioni nelle funzioni di stato sono indipendenti dal percorso.
• Processo isotermico: avviene a temperatura costante ($ \Delta T = 0 $).
• Processo isobaro: avviene a pressione costante ($ \Delta P = 0 $).
• Processo isocoro: avviene a volume costante ($ \Delta V = 0 $).
• Processo adiabatico: nessun scambio di calore con l'ambiente circostante ($ q = 0 $).
• Processo ciclico: il sistema ritorna al suo stato iniziale ($ \Delta E = 0 $).

Prima Legge della Termodinamica

• L'energia non può essere creata o distrutta; può solo essere convertita da una forma all'altra.
• L'energia totale dell'universo è costante.
• Forma matematica: $ \Delta E = q + w $
  • $ \Delta E $: Variazione dell'energia interna del sistema.
  • $ q $: Calore aggiunto al sistema.
  • $ w $: Lavoro svolto sul sistema.
• Convenzioni sui segni:
  • $ q > 0 $: Il calore viene aggiunto al sistema (processo endotermico).
  • $ q < 0 $: Il calore viene rilasciato dal sistema (processo esotermico).
  • $ w > 0 $: Il lavoro è svolto sul sistema dall'ambiente circostante.
  • $ w < 0 $: Il lavoro è svolto dal sistema sull'ambiente circostante.
• Lavoro:
  • Lavoro pressione-volume: $ w = -P \Delta V $
    • $ P $: Pressione esterna.
    • $ \Delta V $: Variazione del volume del sistema.

Entalpia (H)

• Definizione: $ H = E + PV $
  • $ H $: Entalpia.
  • $ E $: Energia interna.
  • $ P $: Pressione.
  • $ V $: Volume.
• Variazione di entalpia:
  • $ \Delta H = \Delta E + P \Delta V $ (a pressione costante)
  • $ \Delta H = q_p $ (Calore a pressione costante)
• Variazione di entalpia e reazioni chimiche:
  • Reazione esotermica: rilascia calore ($ \Delta H < 0 $).
  • Reazione endotermica: assorbe calore ($ \Delta H > 0 $).
• Entalpia standard di formazione ($ \Delta H_f^\circ $):
  • La variazione di entalpia quando una mole di un composto viene formata dai suoi elementi nei loro stati standard (298 K e 1 atm).
• Legge di Hess:
  • La variazione di entalpia per una reazione è indipendente dal percorso intrapreso.
  • $ \Delta H_{reaction} = \sum \Delta H_f^\circ (prodotti) - \sum \Delta H_f^\circ (reagenti) $

Capacità Termica (C)

• La quantità di calore necessaria per aumentare la temperatura di una sostanza di un grado Celsius (o un Kelvin).
• Tipi:
  • Capacità termica a volume costante ($ C_v $): $ q_v = nC_v \Delta T $
  • Capacità termica a pressione costante ($ C_p $): $ q_p = nC_p \Delta T $
  • $ C_p = C_v + R $ (per gas ideali, dove $ R $ è la costante dei gas)
• Calore specifico (c):
  • La quantità di calore necessaria per aumentare la temperatura di un grammo di una sostanza di un grado Celsius (o un Kelvin).
  • $ q = mc \Delta T $
    • $ m $: Massa della sostanza.
    • $ c $: Calore specifico.
    • $ \Delta T $: Variazione di temperatura.

Seconda Legge della Termodinamica

• Entropia (S):
  • Una misura del disordine o della casualità di un sistema.
• La legge afferma che l'entropia dell'universo aumenta in un processo spontaneo.
• $ \Delta S_{universe} = \Delta S_{system} + \Delta S_{surroundings} > 0 $ (per processi spontanei)
• Variazione di entropia:
  • $ \Delta S = \frac{q_{rev}}{T} $
    • $ q_{rev} $: Calore per un processo reversibile.
    • $ T $: Temperatura assoluta.
• Variazione standard di entropia ($ \Delta S^\circ $):
  • $ \Delta S_{reaction}^\circ = \sum S^\circ (prodotti) - \sum S^\circ (reagenti) $
• Fattori che influenzano l'entropia:
  • Temperatura: una temperatura più alta aumenta l'entropia.
  • Fase: $ S_{solid} < S_{liquid} < S_{gas} $
  • Numero di particelle: più particelle aumentano l'entropia.
  • Volume: un volume maggiore aumenta l'entropia (per i gas).

Terza Legge della Termodinamica

• L'entropia di un cristallo perfetto allo zero assoluto (0 K) è zero.
• $ S = 0 $ a $ T = 0 $ K per un cristallo perfetto.
• Fornisce un punto di riferimento per determinare le entropie assolute.

Energia libera di Gibbs (G)

• Definizione: $ G = H - TS $
  • $ G $: Energia libera di Gibbs.
  • $ H $: Entalpia.
  • $ T $: Temperatura assoluta.
  • $ S $: Entropia.
• Variazione dell'energia libera di Gibbs:
  • $ \Delta G = \Delta H - T \Delta S $ (a temperatura e pressione costanti)
• Spontaneità:
  • $ \Delta G < 0 $: Processo spontaneo (o favorevole).
  • $ \Delta G > 0 $: Processo non spontaneo (o sfavorevole).
  • $ \Delta G = 0 $: Il sistema è in equilibrio.
• Variazione standard dell'energia libera ($ \Delta G^\circ $):
  • $ \Delta G^\circ = \sum \Delta G_f^\circ (prodotti) - \sum \Delta G_f^\circ (reagenti) $
• Dipendenza dalla temperatura:
  • La temperatura alla quale un processo diventa spontaneo può essere stimata usando:
    • $ T = \frac{\Delta H}{\Delta S} $

Energia Libera di Gibbs ed Equilibrio

• $ \Delta G = -RT \ln K $
  • $ R $: Costante dei gas.
  • $ T $: Temperatura assoluta.
  • $ K $: Costante di equilibrio.
• Condizioni standard
  • $ \Delta G^\circ = -RT \ln K $
• $ K > 1 $: I prodotti sono favoriti all'equilibrio ($ \Delta G^\circ < 0 $).
• $ K < 1 $: I reagenti sono favoriti all'equilibrio ($ \Delta G^\circ > 0 $).
• $ K = 1 $: Il sistema è in equilibrio ($ \Delta G^\circ = 0 $).

Transizioni di Fase

• Cambiamenti di fase:
  • Fusione: Solido a liquido.
  • Congelamento: Liquido a solido.
  • Vaporizzazione (Ebollizione): Liquido a gas.
  • Condensazione: Gas a liquido.
  • Sublimazione: Solido a gas.
  • Deposizione: Gas a solido.
• Equazione di Clausius-Clapeyron:
  • Relaziona la pressione di vapore di un liquido alla temperatura.
  • $ \ln \frac{P_2}{P_1} = -\frac{\Delta H_{vap}}{R} \left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right) $
    • $ P_1, P_2 $: Pressioni di vapore alle temperature $ T_1 $ e $ T_2 $, rispettivamente.
    • $ \Delta H_{vap} $: Entalpia di vaporizzazione.
    • $ R $: Costante dei gas.