Entalpia di reazione

Entalpia di reazione

La termodinamica è lo studio dell'energia termica e di altri tipi di energia, come il lavoro. Le leggi della termodinamica sono utilizzate in tutti i campi scientifici conosciuti e hanno applicazioni che vanno dalla biologia alla fisica.

Tre leggi della termodinamica

Ci sono tre leggi principali della termodinamica che descrivono le interazioni che avvengono all'interno dell'universo, indipendentemente dalla scala.

La prima è la legge di conservazione dell'energia, che descrive che l'energia totale di un sistema isolato è costante. L'energia può essere trasferita da una forma di energia all'altra, ma non può mai essere creata o distrutta. Ad esempio, l'energia termica può essere trasformata in lavoro.

La seconda legge della termodinamica è la legge dell'aumento dell'entropia. L'entropia è una proprietà termodinamica correlata alle possibili configurazioni microscopiche del sistema. L'entropia descrive il disordine del sistema termodinamico. La seconda legge afferma che la somma delle entropie in un sistema termodinamico isolato deve sempre aumentare perché i sistemi tendono verso un maggiore disordine piuttosto che un minore. Pertanto, i sistemi termodinamici non possono mai diminuire di entropia, il che suggerirebbe un cambiamento da disordinato a ordinato, perché ciò violerebbe questa legge fondamentale dell'entropia.

Infine, il terzo principio della termodinamica è la legge dello zero assoluto. Questa legge afferma che l'entropia di un sistema si avvicina a un valore costante quando il sistema si avvicina alla temperatura dello zero assoluto. Lo zero assoluto è una temperatura teorica in cui il moto di tutta la materia si ferma, ed è definita come 0 gradi Kelvin.

entalpia

In fisica e chimica, ci sono due tipi di funzioni: funzioni di stato e funzioni di percorso. Le funzioni di percorso dipendono dalla transizione che un sistema subisce dallo stato iniziale allo stato finale. Le funzioni di percorso più comuni sono il calore (Q) e il lavoro (W).

Le funzioni di stato sono indipendenti dal percorso e si basano sullo stato di equilibrio corrente del sistema. Le funzioni di stato includono pressione, temperatura, volume, entalpia ed entropia.

L'entalpia, H, è una proprietà termodinamica che descrive il calore perso o guadagnato in un sistema. La variazione di entalpia, ΔH, è uguale alla somma della variazione di energia interna, ΔU, più il prodotto della pressione costante, P, e della variazione di volume, ΔV.

ΔH = ΔU + PΔV

Durante una reazione chimica, l'energia viene guadagnata o rilasciata. Poiché l'entalpia è una funzione di stato, la variazione di entalpia durante una reazione chimica dipende solo dalla differenza tra l'entalpie finale e quella iniziale.

ΔH = H_finale - H_iniziale

L'entalpia iniziale rappresenta l'entalpia dei reagenti, mentre l'entalpia finale rappresenta l'entalpia dei prodotti. Pertanto, la variazione di entalpia di una reazione può essere descritta dalla seguente equazione:

ΔH_rxn =_Prodotti H -_Reagenti H

Quando l'entalpia dei prodotti è maggiore dell'entalpia dei reagenti, ΔH è positivo, indicando che la reazione assorbe calore ed è endotermica. Quando l'entalpia dei reagenti è maggiore dell'entalpia dei prodotti, ΔH è negativa e la reazione rilascia calore ed è esotermica. Se i valori di ΔH sono noti per una reazione, la reazione inversa è il valore negativo di quel ΔH. Una reazione esotermica in avanti diventerebbe una reazione endotermica inversa, per esempio.

Alcune reazioni avvengono in più fasi e ognuna ha la propria entalpia di reazione. Secondo la legge di Hess, possiamo determinare l'entalpia complessiva della reazione sommando l'entalpia della reazione per ogni passo.

Ad esempio, la formazione di ossido di magnesio dal magnesio solido e dall'ossigeno gassoso può essere suddivisa in tre reazioni individuali.

Mg_(s) + 1/2O_2(g) → MgO_(s) ΔH_rxn

Mg_(s) + 2H⁺_(aq) → Mg²⁺_(aq) + H_2(g) ΔH_rxn1

Mg²⁺_(aq) + H₂O_(l) → MgO_(s) + 2H⁺_(aq) ΔH_rxn2

1/2O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(l) ΔH_rxn3

Secondo la legge di Hess, l'entalpia di reazione per la reazione complessiva (ΔH_rxn) è uguale alla somma delle singole entalpie di reazioni di ogni passo.

ΔH_rxn = ΔH_{rxn1 +} ΔH_{rxn2 +} ΔH_rxn3

calorimetro

Un calorimetro è un dispositivo che misura il calore rilasciato o assorbito da un processo fisico o da una reazione chimica. Un calorimetro a pressione costante è costituito da una camera di reazione isolata e isolata dall'ambiente circostante. Ciò riduce al minimo l'impatto del calore o del lavoro perso nell'ambiente circostante. Il calorimetro ha un agitatore per mescolare la soluzione e un termometro per misurare le variazioni di temperatura.

Per misurare il calore utilizzando un calorimetro, i reagenti vengono posizionati all'interno della camera di reazione e miscelati. Quando si verifica la reazione, le variazioni di temperatura vengono registrate come ΔT. Poiché il calorimetro è isolato e isolato dall'ambiente circostante, qualsiasi variazione di temperatura è dovuta al calore guadagnato o perso durante la reazione chimica.

Il calorimetro può essere utilizzato per determinare l'entalpia di una reazione determinando il valore termodinamico del calore, Q, utilizzando la variazione di temperatura. Quando Q è positivo, il calore viene assorbito dal sistema, mentre un Q negativo indica il calore rilasciato dal sistema.

Il calore è correlato alla variazione di temperatura durante una reazione, ΔT, dalla massa della sostanza, m, e dalla sua capacità termica specifica, c_s. La capacità termica specifica rappresenta la quantità di energia necessaria, sotto forma di calore, per aumentare di un'unità la temperatura di un'unità di massa di una sostanza pura ed è espressa in unità di J/kg·K.

Q = mc_sΔT

Il pedice p indica che la reazione viene eseguita sotto pressione costante.

Q = mc_pΔT

Poiché ogni componente della reazione e del calorimetro assorbe o perde calore, tutti i componenti devono essere presi in considerazione nel calcolo del calore termodinamico della reazione, Q_rxn. Pertanto, il calore totale della reazione è uguale al calore guadagnato o perso dalla soluzione più il calore guadagnato o perso dal calorimetro.

Q_rxn = - (Q_soln +_{Q calorimetro})

Q_rxn = - (m_solnc_solnΔT + C_calorimetroΔT)

Il calore termodinamico della reazione, Q_rxn, misurato nel calorimetro è uguale al calore della reazione, ΔH_rxn.

referenze

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Chimica e reattività chimica. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Learning.
2. Silderberg, M.S. (2009). Chimica: la natura molecolare della materia e il cambiamento. Boston, MA: McGraw Hill.