definizioni e leggi

energia legame calore di reazione calore di formazione calore di combustione
reazione ed energia entalpia entropia energia libera gibbs
spontaneitā di reazione energia attivazione catalizzatori leggi di Hess
esempi ........ legge di hess ..................... ..............

Sistema:insieme di oggetti interessati nella trasformazione(es.provetta..)
Ambiente:insieme di oggetti attorno al sistema(es.laboratorio..)
Universo:sistema+ambiente
Stati:situazioni nelle quali puō trovarsi un sistema:possibile il
passaggio tra stati diversi da parte di un sistema
Funzioni di stato del sistema:Entalpia(H),Entropia(S),Energia libera(G)

principali unitā di misura e loro conversione
kilocaloria:kcal=1000 calorie=1000 cal
kcal=4186 joule = 4,186 KJ
cal =4,186 joule
condizioni standard:
pressione    = 1 atmosfera = 101325 pascal
temperatura  = 25°C = 298 °K
1-Energia di legame:
  energia liberata nella formazione di una mole di legami(N)
  di un determinato tipo(noto),o assorbita per rompere una mole
  di legami del tipo considerato:si esprime in kJ/mole
  (risulta variabile,misurabile sperimentalmente o calcolabile) 

2-Reazione esotermica:
  avviene con liberazione di energia  A + B        ---> AB + Energia
  Reazione endotermica
  avviene con assorbimento di energia AB + Energia ---> A + B
  vedi grafico

3-Calore di reazione:
  calore assorbito o sviluppato in una reazione chimica bilanciata:
  si esprime in kJ (misurabile sperimentalmente o calcolabile)
  2AB + 2CD + Er   -----> 2AC + 2BD	  (Er=energia assorbita)
  2AC + 2BD        -----> 2AB + 2CD + Er  (Er=energia sviluppata)

  Er dipende dal tipo di reazione,dalla massa dei reagenti,dal tipo
  dei reagenti,dallo stato fisico,dalla pressione,dalla temperatura

4-Calore di formazione:
  calore assorbito o sviluppato quando una mole di composto viene
  prodotta a partire dai suoi elementi costitutivi:
  si esprime in kJ/mole (misurabile sperimentalmente o calcolabile)
  A + B  ----> AB  + Ef

5-Calore di combustione:
  calore sviluppato nella combustione completa di una mole di sostanza:
  si esprime in kJ/mole
  A + B  ----> AB  +Ec

6-Entalpia H:
  contenuto energetico di una sostanza(con apporti diversi)
  si esprime in kJ/mole
  (H=0 per elementi in condizioni standard)
  (se la reazione avviene a pressione costante la DH=energia di reazione)

  AB + CD  ----> AC + BC	DH=(Hac+Hbc)-(Hab+Hcd)
  Hab  Hcd       Hac  Hbc

  se DH<0 ,esotermica (+Q) (reazione spontanea in relazione alla H)
  se DH>0 ,endotermica(-Q) (reazione non spontanea in relazione alla H)

7-Entropia S:
  esprime la misura del disordine(mancanza o riduzione di informazione)
  di un sistema: S = K*log(P) (si misura in J/mole*K
  P:numero di configurazioni microscopiche  nelle quali puō
  presentarsi un corpo macroscopico:
  se P=1 segue che S = K*log(1) = 0 (minima entropia,mai negativa)
  Entropia aumenta da stato solido a stato liquido e aeriforme

  DS =(somma entropia dei prodotti)-(somma entropia dei reagenti)
  se DS>0 reazione spontanea (in relazione al entropia)
  se DS<0 reazione non spontanea (in relazione alla entropia)
  vedi grafico

8-Energia libera o funzione di Gibbs G:
  considera il contributo della DH e della DS in una reazione,in
  funzione della temperatura:si esprime in kJ/mole
  DG = DH - T*DS
  se DG <0 la reazione č spontanea
  se DG >0 la reazione non č spontanea

  

Principi generali per determinare la spontaneitā di una trasformazione
in funzione della energia implicata

1-le trasformazioni sono spontanee se la energia presente nello 
  stato finale č inferiore a quella presente nello stato iniziale:
  si ha diminuzione di Entalpia(DH):esotermiche o esoenergetiche.DH<0

2-le trasformazioni sono spontanee se lo stato finale presenta un
  grado di disordine maggiore di quello presente nello stato
  iniziale:aumento di Entropia(DS) con DS>0

3-le trasformazioni sono spontanee se la Energia libera di Gibbs
  risulta negativa: DG = DH-TDS <0
  una reazione chimica avviene spontaneamente se č accompagnata
  da una diminuzione della energia libera di Gibbs DG<0

  DH<0....DS>0...spontanea per H ed S
  DH>0....DS<0...non spontanea per H e per S
  DH<0....DS<0...spontanea per H,non spontanea per S:dipende da T
  DH>0....DS>0...non spontanea per H,spontanea per S:dipende da T
vedi grafico
4-le trasformazioni con DG<0 possono risultare di fatto non spontanee
  se richiedono un apporto di energia perchč possano verificarsi:
  Energia di attivazione(Ea) necessaria per superare una soglia
  energetica:verrā restituita quando la reazione potrā verificarsi.grafico

5-i catalizzatori abbassano la soglia energetica,riducendo la
  energia di attivazione necessaria.vedi grafico
Leggi di Hess

* la variazione di entalpia (DH) di una reazione č uguale ma di
  segno opposto a quella della reazione inversa

  A + B ----> AB	DH<0  (es.-100) esotermica
  AB    ----> A + B     DH>0  (es.100)  endotermica

* la variazione di entalpia (DH) di una reazione č indipendente
  da eventuali reazioni intermedie,mediante le quali si passa dallo
  stato iniziale a quello finale:dipende solo dallo stato iniziale
  e dallo stato finale
  (la DH di una reazione č uguale alla somma delle entalpie di
   formazione di tutti i prodotti,meno la somma delle entalpie di
   formazione di tutti i reattivi(avendo moltiplicato ogni DHf per
   i coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata)
  DH = (somma DHf prodotti)-(somma DHf reattivi)

esempi relativi alle precedenti definizioni e leggi

calcolo della energia di legame C-H in funzione del calore di reazione noto:usato per
rompere 4 moli di legami C-H in una mole di metano
CH4(g) ----> C(s) + 4H(g) ..........DHr=1740 kJ per 4 moli...............noto
(4 C-H) legami da rompere ........DHh=1740 kJ/4m=435 kJ/m........calcolato

calcolo del calore di reazione in funzione dei calori di formazione noti(tabella)
DHr = DHfp - DHfr

CH4(g) ...................+ 2O2(g) ---> ..CO2(g) + ...............2H2O(l) ..........DHr=?
1m(-74.81)kJ/m .......2m(0)kJ/m ...1m(-393.5)kJ/m ....2m(-285.8)kJ/m DHr=(-890.29 kJ)

calcolo del calore di reazione e di formazione in funzione della energia di legame nota:assorbita nella rottura e ceduta nella formazione

2H2(g) + O2(g) ---> 2H2O(l) DHr=?

(2 H-H) (1 O=O) (4 O-H) tipi di legami
(rottura 2 moli di legami H-H)
(rottura 1 mole di legame O=O)
(formazione 4 moli di legami H-O)

2m(436)kJ/m... 1m(497)kJ/m -4m(492)kJ/m DHr=-599kJ calore di reazione
(assorbita)........ (assorbita) .....(ceduta)
(dividendo il calore di reazione totale per il numero di moli ottenute(2) si ottiene DHf
DHf=-599kJ/2moli=-297kJ/m calore di formazione

calcolo della energia libera:T=298 °K in funzione di calore di reazione ed entropia noti

N2O4(g) -----> 2NO2(g) ...................................DHr=57.2 kJ/m...............noto
DS =4.8 J/mK°=0.0048 kJ/mK°.......................variazione di entropia......nota

DG=DH-T*DS=57.2 kJ/m - 298K°*0.0048kJ/mK°=55.8 kJ/m energia libera

sia la reazione sottostante non realizzabile:si puō calcolare la DHr mediante Hess

C2H4(g) + H2(g) ----> C2H6(g)         DHr=?

C2H4(g) + 3O2(g) ---> 2 CO2(g) + 2H2O(l)	DH=-337.2 kcal  note

H2(g)   + 1/2 O2(g)-> H2O(l)			DH=-68.3 kcal   note

C2H6(g) + 7/2 O2(g)-->2CO2(g) + 3H2O(l)		DH=-372.8 kcal  note

sommando le prime due reazioni e semplificando si ottiene

C2H4(g) + 3O2(g)+H2(g)   + 1/2 O2(g)=2 CO2(g) + 2H2O(l)+H2O(l)

C2H4(g) +7/2 O2(g) + H2(g)----> 2CO2(g) + 3H2O(l)      DH=-405.5 kcal

e sottraendo dalla somma la terza reazione si ottiene quella in esame

C2H4(g)+7/2 O2(g)+H2(g)-[C2H6(g)+7/2 O2(g)]=2CO2(g)+3H2O(l)-[2CO2(g)+3H2O(l)]

C2H4(g) +H2(g) = C2H6(g)		 DH=-405.5 -(-372.8)=-32.7 kcal

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