C. Gerbaldi - CHIMICA - Lezione 17 - Termochimica e Termodinamica PDF

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Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics Corso di CHIMICA Lezione 17 Termochimica e Termodinamica info: [email protected] 1/10/2024 1 Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 2 Sommario della lezione Questa lezione ha lo scopo di descrivere in forma semplice il problema dell’energia nelle reazioni chimiche. Sarà messo in evidenza come tutte le reazioni siano accompagnate da assorbimento o emissione di energia, normalmente sotto forma di calore, e saranno definite alcune grandezze, quali entalpia, entropia ed energia libera adatte a misurare le variazioni energetiche nelle reazioni chimiche e a definire univocamente la spontaneità o meno di una reazione chimica. 1. Alcuni richiami 2. Reazioni esotermiche - endotermiche 3. Entalpia (H) 4. Legge di Hess 5. Spontaneità delle reazioni chimiche 6. Entropia (S) 7. Energia libera (G) Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 3 3 concetti fondamentali: sistema, equilibrio e fase Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 4 3 tipi di sistemi: un richiamo Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 5 Sistemi ed equilibrio Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 6 Definizione di sistema in termodinamica Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 7 Termodinamica ed equilibrio Poniamo ora la nostra attenzione sui sistemi termodinamici che possano essere descritti specificando solo una coppia di coordinate termodinamiche indipendenti che indicheremo, ad esempio, con i simboli X e Y. Si dice che il sistema si trova nello stato di equilibrio caratterizzato da ben determinati valori delle coordinate X e Y, se i valori delle coordinate X e Y non cambiano fino a che non vengano modificate le condizioni esterne. L’esistenza o meno di uno stato di equilibrio dipende dalla vicinanza di altri sistemi e dalla natura delle pareti che circondano il sistema. Le pareti possono infatti essere ADIABATICHE o CONDUTTRICI. Un sistema termodinamico circondato da pareti adiabatiche è in equilibrio per qualunque coppia di valori delle coordinate termodinamiche. Una parete adiabatica è una parete che impedisce gli scambi di calore tra le due facce della parete (solo scambi di lavoro), una parete conduttrice ("conduttrice di calore") invece lo permette. Con buona approssimazione puoi pensare alle pareti di un thermos come pareti adiabatiche Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 8 Termodinamica ed equilibrio Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 9 Grandezze intensive ed estensive Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 10 Definizione termodinamica di Temperatura Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 11 Cos’è la termodinamica ? La TERMODINAMICA si occupa della trasformazioni energetiche che avvengono fra sistemi e fra sistemi e ambiente esterno. - I sistemi che interessano sono macroscopici (proprietà macroscopiche: temperatura, volume, pressione) - Non si tiene conto del comportamento delle singole particelle (atomi, molecole) e degli insiemi di particelle che costituiscono i sistemi. Nei calcoli e nelle spiegazioni sulla termodinamica si impiegano quantità ben definite, misurabili. La termodinamica non prende in considerazione il tempo (lo fa la cinetica…). La termodinamica è indipendente da qualsiasi ipotesi sulla natura delle particelle che costituiscono la materia. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 12 Cos’è la termochimica ? La TERMOCHIMICA è quella parte della chimica che si interessa dell’applicazione specifica del primo principio della termodinamica (principio di conservazione dell'energia) allo studio delle reazioni chimiche e alla determinazione dei calori di reazione (variazioni di entalpia H che accompagnano una reazione chimica). Le reazioni chimiche possono essere dei processi endotermici oppure esotermici, cioè una reazione chimica è accompagnata dall’assorbimento o dalla cessione/sviluppo di calore. L’ENERGIA è la capacità di compiere lavoro o di liberare calore. Una reazione si dice esotermica (esoergonica, esoenergetica) quando viene liberato calore A+B C+D+Q CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O + 192 kcal Una reazione si dice endotermica quando viene assorbito calore A+B+Q C+D Q + Ba(OH)2.2H2O + NH4SCN Ba(SCN)2 + 2NH3 + 10H2O tiocianato d’ammonio Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 13 Cos’è una reazione esotermica REAZIONE ESOTERMICA Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 14 Cos’è una reazione endotermica REAZIONE ENDOTERMICA Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 15 Definizione di calore Il CALORE è una forma di energia trasferita da un corpo (da un sistema) ad un altro a temperatura differente, secondo processi di conduzione, convezione, irraggiamento. Il calore è energia in transito Il CALORE non esiste come tale all’interno dei corpi o dei sistemi. Quando dell’energia penetra all’interno di un corpo sotto forma di calore, ne avvertiamo l’arrivo attraverso un aumento della temperatura, ma il calore è ora ridistribuito su tutti i gradi di libertà del sistema (traslazionali, vibrazionali, rotazionali, ecc.). Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 16 Come si misura il calore sviluppato o richiesto da una reazione? Si utilizzano strumenti che si chiamano calorimetri (bombe calorimetriche se la reazione è la combustione). In pratica: conosco la massa in g del campione, il suo calore specifico, misuro ΔT e posso determinare la variazione di calore che c’è in quel processo (qV = ΔE, qP = ΔH). C’è una relazione matematica tra variazione di energia interna (E, calorimetro lavora a V costante) e di entalpia (H, calorimetro lavora a P costante), quindi si possono convertire l’una nell’altra. Il calore specifico di una sostanza è la quantità di calore necessaria per aumentare di 1 K la temperatura di 1 g di sostanza; oppure se si parla di calore specifico molare, è la quantità di calore necessaria per aumentare di 1 K la T di 1 mole di sostanza. I calori specifici delle sostanze dipendono dallo stato di aggregazione. Poiché il calore può essere scambiato a volume costante o a pressione costante, si hanno calori specifici a V o P costante (Cv e Cp): I calori specifici delle sostanze sono noti e dipendono dal loro Cv = δqv/dT e Cp = δqp/dT stato di aggregazione Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 17 Primo principio della termodinamica L’ energia interna (U) è una funzione di stato data dalla somma del lavoro (W) e del calore (Q) che non sono funzioni di stato: ΔU = Q + W se il lavoro è solo lavoro meccanico: W = –PΔV Funzione di stato: in termodinamica, grandezza fisica che dipende unicamente dallo stato di un sistema e non dal modo in cui il sistema ha raggiunto tale stato. Esempi: U, H, S, G. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 18 Dal primo principio della termodinamica… Consideriamo un lavoro di espansione Q calore W lavoro compiuto = - P  V - A V costante: ΔUv = -PΔV + Qv = Qv Cioè, il calore acquistato o ceduto in una trasformazione che avvenga a V costante è uguale alla variazione dell’Energia interna del sistema. - A P costante: ΔUp = -PΔV + Qp Qp = ΔUp + PΔV = ΔH (entalpia) Cioè, il calore acquistato o ceduto in una trasformazione che avvenga a P costante è uguale alla variazione dell’Entalpia del sistema. H = U + PV (H = U + PV) - Gas perfetto P e T cost: PΔV = ΔnRT (R = 8.314 J/mol*K) ΔU = ΔH – PΔV = Δ H – ΔnRT Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 19 Dal primo principio della termodinamica… Processi chimici (T cost.): Ufin – Uiniz = U = Q - P V Lavoro fatto dal sistema (espansione) PV > 0 Emissione di energia all’esterno Ufin < Uin = U < 0 Lavoro fatto sul sistema reazione esotermica (compressione) PV < 0 Assorbimento di energia dall’esterno Ufin > Uin = U > 0 reazione endotermica Vfin Vin Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 20 Dal primo principio della termodinamica… Reazione chimica a T cost. Reazione chimica a T cost. e V cost. e P cost. Q = U + P V P V = 0 H = U + PV H = U + P V Q = U Q = U + P V = H U (a T e V cost.) Sono funzioni di stato: il loro valore dipende solo H (a T e P cost.) dallo stato del sistema, non dalla sua storia U (a T e V cost.) Dipendono solo dallo stato iniziale e finale del H (a T e P cost.) processo, non dal suo meccanismo. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 21 Il calore di reazione Dal momento che le reazioni avvengono di solito a pressione costante, ne consegue che è importante conoscere i valori di entalpia della reazione. Per valutare le variazioni energetiche si usa quindi l’ENTALPIA H: la variazione di entalpia coincide con il calore liberato o assorbito: Per una reazione esotermica: H < 0 dove H = Hfinale – Hiniziale Per una reazione endotermica: H > 0 H = calore liberato o assorbito in una reazione a pressione costante Hreazione: dipende dallo stato di aggregazione di reagenti e prodotti se reagenti e prodotti sono solidi, dipende dalla forma cristallina del solido dipende dalla quantità di reagenti che si trasforma L’entalpia è una funzione di stato, quindi la sua variazione durante una trasformazione dipende solo dai valori Hiniziale e Hfinale e non dal percorso effettuato. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 22 Proprietà del calore di reazione Data una certa reazione chimica, il calore di reazione dipende da: quantità delle sostanze reagenti stato fisico di reagenti e prodotti temperatura condizioni in cui avviene la reazione (P o V cost) legge di Hess Quando un sistema assorbe energia, H dello stato finale è maggiore di H dello stato iniziale e quindi H > 0. I valori di entalpia sono tabulati e vengono forniti per una mole di sostanza, per 2 moli Heffettivo = 2 Hper mole Se l’entalpia associata al processo diretto è H, per il processo inverso sarà − H. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 23 Quantità delle sostanze reagenti CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) H = -191.7 kcal raddoppio il n. di moli dei reagenti: 2 CH4(g) + 4 O2(g) 2 CO2(g) + 4 H2O(g) H = -191.7 x 2 kcal 2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) H = -135.2 kcal (H = -67.6 kcal/mol) uso 10 moli di CO: 10 CO(g) + 5 O2(g) 10 CO2(g) H = -135.2 x 5 kcal I valori di H vanno riferiti ad 1 mole di prodotto Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 24 Stato fisico di reagenti/prodotti e condizioni CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) H = -191.7 kcal CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H = -212.7 kcal H2(g) + ½O2(g) H2O(l) H = -68.4 kcal/mol H2(g) + ½O2(g) H2O(g) H = -57.8 kcal/mol C(s, amorfo) + O2(g) CO2(g) H = -100 kcal/mol C(s, diam.) + O2(g) CO2(g) H = -94.5 kcal/mol C(s, grafite) + O2(g) CO2(g) H = -94 kcal/mol Consideriamo solo processi a T cost che avvengono: - a V costante (Q = U) Basta avere i valori di H per ottenere anche i U. - a P costante (Q = H = U + P V) Condizioni STANDARD Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 25 ENTALPIE DI FORMAZIONE STANDARD (kcal/mole) con una sola tabella di valori di H°f , ad una sola T, possiamo calcolare Q per qualsiasi reazione a P o V cost. e a qualsiasi temperatura. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 26 Variazioni di entalpia: condizioni di riferimento Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 27 Calcolo del ΔH di una reazione chimica I valori di entalpia sono stati misurati sperimentalmente per numerose reazioni e tali valori possono essere utilizzati per calcolare variazioni di entalpia ΔH di altre reazioni in cui siano presenti le stesse sostanze. Ciò è possibile poiché H è una funzione di stato, pertanto la variazione ΔH = Hfin− Hin dipende esclusivamente dallo stato iniziale e finale e non dal percorso fatto per passare da uno all’altro. Esistono 2 metodi principali per calcolare i valori di ΔH di reazione, entrambi basati sul principio che il ΔH di reazione è indipendente dal percorso utilizzato per andare dai reagenti ai prodotti: 1) usa i calori standard tabulati di formazione delle sostanze (in kJ/mol o Kcal/mol; 1 cal = 4.184 J). 2) usa la Legge di Hess Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 28 Calcolo del ΔH di reazione: calori di formazione standard Il calore di formazione standard (kJ/mol) di un composto è il calore assorbito (o rilasciato) quando una mole di composto si forma a partire dagli elementi nei loro stati standard a 1 atm e ad una certa temperatura (generalmente, T = 25 °C). Il calore di formazione standard dell’acetone (C3H6O) è il calore che si sviluppa dalla reazione: 3C(s) + 3H2(g) + ½ O2(g) → CH3COCH3(l) ΔH = -246.8 kJ, cioè (CH3COCH3(l)) = -246.8 kJ/mol N.B. Per convenzione, il calore di formazione per ogni elemento nel suo stato standard a 1 atm e 25 ° C è uguale a zero (kJ/mol = 0). I calori di formazione standard ΔHof (kJ/mol) possono essere utilizzati per calcolare la variazione di entalpia standard, ΔHoreaz, per una reazione in cui si conoscano i calori di formazione standard di reagenti e prodotti: Nell’eqz. (2) si sommano le entalpie di formazione standard dei prodotti (moltiplicate per i propri coefficienti stechiometrici) e si sottraggono le ΔHof dei reagenti (moltiplicate per…). N.B. ΔHoreaz si applica alla reazione bilanciata con i propri coefficienti stechiometrici. Se il numero di moli di reagente è diverso, il calore di reazione varierà proporzionalmente. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 29 Variazioni di entalpia: tipi di reazioni Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 30 Variazioni di entalpia: fasi delle sostanze Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics Legge di HESS Consideriamo una reazione in 2 stadi… qual è il ΔH ??? Il calore di reazione relativo ad un dato processo chimico è uguale alla somma dei calori di reazione delle reazioni parziali in cui il processo totale può essere suddiviso (scomposto). Esempio: MgO(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2O(l) H°= - 34.9 kcal/mol MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(s) H°= - 8.8 kcal/mol Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + 2 H2O(l) H°= - 26.1 kcal/mol ---------------------------------------------------------------------- MgO(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2O(l) H°= - 34.9 kcal/mol Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 32 Legge di HESS: calcolo del ΔH di reazione La legge di Hess afferma che il ΔH di una reazione può essere calcolato indirettamente sommando i valori di ΔH delle reazioni in cui la reazione di interesse può essere "scomposta". Solitamente, prima di sommare le reazioni, alcune devono essere invertite e/o moltiplicate per un fattore n affinché si sommino dando la reazione voluta. In questo processo: - Ogni volta che moltiplicate/dividete una reazione per un fattore n, anche il ΔH dev’essere corrispondentemente moltiplicato/diviso per n. - Se invece invertite una reazione, ΔH cambia corrispondentemente di segno. La legge di Hess si basa sul fatto che H è una funzione di stato, quindi le sue variazioni dipendono solo dagli stati iniziale e finale e non dal percorso compiuto per raggiungere lo stato finale. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics Legge di HESS Esempio: C(s,grafite) + 2 H2(g) CH4(g) non avviene in modo completo, non si può determinare sperimentalmente il valore di H°!!! Considero:  CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H°= - 212.7 kcal/mol C(s,grafite) + O2(g) CO2(g) H°= - 94 kcal/mol  2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) H°= - 136.6 kcal combinando le reazioni e i relativi H° : +  -  si ottiene il H° della reazione iniziale -17.9 kcal/mol Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 34 Legge di HESS: esempi 2801.3 KJ/mol  2801 KJ/mol; endotermica; 116.7 KJ Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 35 Legge di HESS: esempi -1962.5 KJ Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 36 Legge di HESS: esempi -1220 KJ +15.3 KJ Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 37 Legge di HESS: esempi Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 38 Spontaneità di una reazione chimica Consideriamo una reazione chimica a P e T costanti, come posso prevedere se, mettendo a contatto i reagenti tra loro, la reazione avverrà spontaneamente o no? Il valore di H non è sufficiente per prevedere la spontaneità di una reazione perché:  ci sono reazioni spontanee sia per H > 0 che per H <  H varia poco con la P e la T mentre una reazione passa da non spontanea a spontanea (o viceversa) per piccole variazioni di P o T (condizioni costanti durante la reazione) Esempio : reazione di fusione Per determinare la spontaneità di una reazione, ovvero: può avvenire una reazione? In quali condizioni di T e P può avvenire? La reazione è un processo reversibile (di equilibrio) o irreversibile (spontanea)? si considera una funzione di stato che tenga conto sia del contenuto entalpico di una reazione, sia della variazione di ordine (entropia). Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 39 Entropia (S) (il problema della dispersione dell’energia) Lo stato di un sistema è caratterizzato non solo dal valore della energia interna ma anche dalla distribuzione della energia. Infatti, durante un processo chimico varia la energia interna ma anche la distribuzione della energia. L' ENTROPIA (S) è una funzione termodinamica di stato che descrive la distribuzione di energia di un sistema in un certo stato. L’entropia è una grandezza che mette in relazione calore e temperatura: L’entropia rappresenta la relazione fra l’effetto caotico del calore (q) e la misura (T) del caos preesistente: - un sistema ad alta T varia di poco la sua S per una quantità di q che a T molto più basse può generare un cambiamento di stato, con un forte aumento di S. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 40 Espressione dell’entropia (S) Consideriamo un sistema gassoso costituito da una mole di Ar sottoposta a riscaldamento: all’aumentare della T varia la distribuzione dell’energia che diventa più dispersa. L’entropia aumenta con l’aumentare della Aumento di entropia da solido a liquido dispersione della distribuzione dell’energia a gas Ogni sistema tende ad evolvere verso la distribuzione di energia più dispersa (II Principio della Termodinamica). Per ogni sostanza, S è dato come S per il riscaldamento di una mole di quella sostanza dallo 0 assoluto alla temperatura T: S = Sprod - Sreag rappresenta la variazione della distribuzione di energia durante una reazione chimica (a P e T cost). Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 41 Entropia di reazione Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 42 Entropia molare standard (S°) Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 43 Energia libera (G) Dunque, ogni sistema chimico tende ad evolvere verso uno stato più stabile (H < 0) e verso una distribuzione dell’energia più dispersa (S > 0). Ne consegue che una grandezza che preveda la spontaneità di una reazione deve tenere conto sia di H che di S. Reazione a P e T cost: Equazione di Gibbs - Helmholtz Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 44 Energia libera (G) Poiché G = H - T S e le reazioni chimiche possono avere H e S con segni (), è evidente che il valore ed il segno di G dipendono dai valori e dai segni di H e S stessi secondo lo schema riportato qui sotto: In generale, quando H e S hanno lo stesso segno (III e IV), la T è il fattore che decide sulla spontaneità o meno di una reazione. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 45 Valori di ΔG e spontaneità delle reazioni alte T basse T Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 46 Energia libera (G): variazioni per alcuni processi Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 47 Energia libera di formazione (G°) C(s) + O2(g) CO2(g) ΔGf°(CO2) = –394.36 kJ Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 48 Energia libera di formazione (G°) Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 49 Dipendenza di G dalla concentrazione delle specie (reagenti e prodotti) aA+bB cC+dD equilibrio Per un processo all’equilibrio, G = 0 Se siamo in condizioni di equilibrio, allora : [C]c [D]d (pC)c (pD)d ------------ = Kc ------------- = Kp e [A]a [B]b (pA)a (pB)b Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics Derivazione termodinamica della costante di equilibrio Il calcolo dell'energia libera di reazione per una generica reazione del tipo: fornisce, considerando lo stato iniziale come quello in cui sono presenti i reagenti e quello finale lo stato in cui si hanno i prodotti, l'equazione: In condizione di equilibrio e il quoziente di reazione (il termine sotto logaritmo) equivale alla costante di equilibrio, per cui si ottiene: che permette di calcolare la costante di equilibrio conoscendo la temperatura e calcolando la variazione di energia libera standard di reazione applicando: Da notare che K risulta funzione della sola temperatura. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 51 Tipi di reazioni chimiche A seconda del modo in cui si combinano i reagenti per dare luogo ai prodotti, si possono avere le seguenti tipologie di reazioni chimiche: Sintesi: più reagenti danno luogo a un prodotto; Decomposizione: un reagente dà luogo a più prodotti; Sostituzione: un gruppo di una specie chimica viene sostituito da un altro gruppo; Metatesi: scambio di due o più ioni fra elementi e gruppi aventi la stessa valenza. Una reazione viene detta di ossido-riduzione (o redox) se durante il suo svolgimento alcune specie chimiche modificano il proprio numero di ossidazione. Le reazioni che non sono di ossido-riduzione sono reazioni acido-base (ovvero i reagenti di tali reazioni sono un acido e una base). Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 52 Tipi di reazioni chimiche REAZIONI DI OSSIDO RIDUZIONE (REDOX): TRASFERIMENTO DI ELETTRONI DA UNA O PIU’ SPECIE CHE PERDONO ELETTRONI (RIDUCENTE SI OSSIDA) A UNA O PIU’ SPECIE CHE ACQUISTANO ELETTRONI (OSSIDANTE SI RIDUCE). Variano i numeri di ossidazione. Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 53 Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 54 Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 55 Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 56 Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 57 Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino  Lezione 17: termodinamica Center fore termochimica Sace Human Robotics 58 Tipi di reazioni chimiche REAZIONI CHE AVVENGONO SENZA VARIAZIONE DEI NUMERI DI OSSIDAZIONE DI REAGENTI E PRODOTTI (NON DI OSSIDORIDUZIONE) Reazioni ACIDO-BASE (SALIFICAZIONE) Reazioni di DOPPIO SCAMBIO Claudio Gerbaldi - Corso di Chimica - Politecnico di Torino