La Termodinamica studia l' interconversione del calore e di altre forme di ... initial
. La Termochimica è lo studio dello scambio di calore nelle reazioni chimiche.
La Termodinamica studia l’ interconversione del calore e di altre forme di energia. Il sistema è la parte specifica dell’universo che è oggetto della trasformazione che si vuole studiare.
aperto Scambio: massa & energia
chiuso
isolato
energia
nulla
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Energia è la capacità di compiere lavoro. •
Energia Radiante proviene dal sole ed è la fonte di energia primaria della terra
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Energia Termica è l’energia associata con il moto casuale di atomi e molecole
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Energia Chimica è l’ energia contenuta nei legami chimici delle sostanze
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Energia Nucleare è l’energia contenuta nelle forze di legame tra neutroni e protoni nell’atomo
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Energia Potenziale è l’energia possibile ad un oggetto in virtù della sua posizione 3
Variazioni di Energia nelle Reazioni Chimiche Il Calore è il trasferimento di energia termica fra due corpi che sono a temperature differenti. La Temperatura è una misura dell’energia termica. Temperatura = Energia Termica
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Una trasformazione Esotermica è una trasformazione che produce calore – trasferisce energia termica dal sistema all’ambiente. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) + energia H2O(g)
H2O(l) + energia
Una trasformazione Endotermica è una trasformazione in cui il calore deve essere fornito al sistema dall’ambiente. energia + 2HgO(s) energia + H2O(s)
2Hg(l) + O2(g) H2O(l) 5
La Termochimica è lo studio dello scambio di calore nelle reazioni chimiche. Le Funzioni di Stato sono proprietà determinate dallo stato del sistema e non come sono state raggiunte. energia, pressione, volume, temperatura
ΔU = Ufinal - Uinitial ΔP = Pfinal - Pinitial ΔV = Vfinal - Vinitial ΔT = Tfinal - Tinitial L’Energia Potenziale dello scalatore 1 e dello scalatore 2 è la stessa anche se hanno scalato con percorsi diversi.
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Prima Legge della termodinamica – l’energia può essere trasformata da una ad un’altra forma, ma non può essere né creata, né distrutta. ΔUsistema + ΔUambiente = 0 or
ΔUsistema = -ΔUambiente
C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O
Reazione chimica Esotermica!
L’energia chimica persa per combustione = Energia guadagnata dall’ambiente 7 sistema ambiente
Un’altra forma della prima legge per ΔUsistema ΔU = q - l ΔU è la variazione dell’energia interna di un sistema q è lo scambio di calore fra sistema ed ambiente l è il lavoro fatto (o subito) dal sistema l = PΔV quando un gas si espande contro una pressione esterna costante
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Lavoro fatto sul Sistema l=Fxd l = P ΔV PxV=
F 3 = Fx d = l x d d2
ΔV > 0 -PΔV < 0 lsys < 0
Il Lavoro non è una funzione di stato. Δl = lfinal - linitial iniziale
finale
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A sample of nitrogen gas expands in volume from 1.6 L to 5.4 L at constant temperature. What is the work done in joules if the gas expands (a) against a vacuum and (b) against a constant pressure of 3.7 atm? w = -PΔV (a)
ΔV = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L
P = 0 atm
W = -0 atm x 3.8 L = 0 L•atm = 0 joules (b)
ΔV = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L
P = 3.7 atm
w = -3.7 atm x 3.8 L = -14.1 L•atm w = -14.1 L•atm x
101.3 J = -1430 J 1L•atm
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Entalpia e la Prima Legge della Termodinamica ΔU = q - l
A pressione costante: q = ΔH e l = PΔV ΔE = ΔH - PΔV ΔH = ΔU + PΔV
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L’Entalpia (H) è usata per determinare il flusso di calore in o da un sistema in un processo che avviene a pressione costante.
ΔH = H (prodotti) – H (reagenti) ΔH = calore prodotto o assorbito durante una reazione a pressione costante
Hprodotti > Hreagenti ΔH > 0
Hprodotti < Hreagenti ΔH < 0
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Equazioni Termochimiche Il ΔH è negativo o positivo? Il Sistema assorbe calore Endotermica ΔH > 0
6.01 kJ sono assorbiti per 1 mole di ghiaccio che fonde a 00C ed 1 atm. H2O(s)
H2O(l)
ΔH = 6.01 kJ/mol 13
Equazioni Termochimiche Il ΔH è negativo o positivo? Il Sistema produce calore Esotermica ΔH < 0
890.4 kJ sono prodotte per 1 mole di metano bruciata a 250C ed 1 atm. CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(l)
ΔH = -890.4 kJ/mol 14
Equazioni Termochimiche •
I coefficienti stechiometrici si riferiscono sempre al numero di moli di una sostanza H2O(s)
•
ΔH = 6.01 kJ/mol
Se si considera la reazione inversa, cambia il segno del ΔH H2O(l)
•
H2O(l)
H2O(s)
ΔH = -6.01 kJ/mol
Se si moltiplicano entrambi i lati di una reazione per un fattore n, anche ΔH cambierà dello stesso fattore n. 2H2O(s)
2H2O(l)
ΔH = 2 x 6.01 = 12.0 kJ
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Equazioni Termochimiche •
Lo stato di aggregazione di reagenti e prodotti deve essere specificato nelle equazioni termochimiche. H2O(s)
H2O(l)
ΔH = 6.01 kJ/mol
H2O(l)
H2O(g)
ΔH = 44.0 kJ/mol
Quanto calore è prodotto quando 266 g di fosforo bianco (P4) bruciano in aria? P4(s) + 5O2(g) 266 g P4
x
P4O10(s)
1 mol P4 123.9 g P4
x
ΔH = -3013 kJ/mol
3013 kJ = 6470 kJ 1 mol P4 16
Un confronto fra ΔH e ΔU 2Na(s) + 2H2O(l) ΔU = ΔH - PΔV
2NaOH(aq) + H2(g) ΔH = -367.5 kJ/mol A 25 °C, 1 mole H2 = 24.5 L a 1 atm
PΔV = 1 atm x 24.5 L = 2.5 kJ
ΔU = -367.5 kJ/mol – 2.5 kJ/mol = -370.0 kJ/mol
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Il calore specifico (s) di una sostanza è la quantità di calore (q) richiesta per aumentare la temperatura di un grammo di sostanza di un grado Celsius. La capacità termica (C) di una sostanza è la quantità di calore (q) richiesta per aumentare la temperatura di una data quantità (m) di sostanza di un grado Celsius. C=mxs Calore (q) assorbito o prodotto: q = m x s x Δt q = C x Δt Δt = tfinal - tinitial 18
How much heat is given off when an 869 g iron bar cools from 94oC to 5oC? s of Fe = 0.444 J/g • °C Δt = tfinal – tinitial = 5°C – 94°C = -89°C q = msΔt = 869 g x 0.444 J/g • °C x –89°C = -34,000 J
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Calorimetria a Volume Costante
qsys = qwater + qbomb + qrxn qsys = 0 qrxn = - (qwater + qbomb) qwater = m x s x Δt qbomb = Cbomb x Δt Reazione a V Costante ΔH = qrxn Non c’è scambio di calore!
ΔH ~ qrxn 20
Calorimetria a Pressione Costante
qsys = qwater + qcal + qrxn qsys = 0 qrxn = - (qwater + qcal) qwater = m x s x Δt qcal = Ccal x Δt Reazione a P Costante ΔH = qrxn Non c’è scambio di calore!
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Poichè non c’è modo di misurare il valore assoluto dell’entalpia di una sostanza, posso misurare la variazione di entalpia di una reazione? Viene stabilita una scale arbitraria delle entalpie standard di formazione (ΔH°f) come il punto di riferimento per ogni espressione dell’entalpia. L’entalpia standard di formazione (ΔH°f) è la variazione di calore che avviene quando una mole di composto si forma dai suoi elementi alla pressione di 1 atm. L’entalpia standard di formazione degli elementi nella loro forma stabile è zero. ° (C, grafite) = 0 ΔH f ΔH°f (O2) = 0 ΔH°f (C, diamante) = 1.90 kJ/mol ° ΔH f (O3) = 142 kJ/mol 23
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° ) è l’entalpia di una L’ entalpia standard di reazione (ΔHrxn reazione svolta ad 1 atm.
mΔHf° (reagenti) Legge di Hess: Quando i reagenti sono convertiti nei prodotti, la variazione di entalpia è la stessa sia se la reazione avviene in un unico stadio oppure in una serie di stadi. (L’ Entalpia è una funzione di stato. Non importa come si arrivi ai prodotti, è importante solo lo stadio iniziale e finale 25 di una trasformazione.)
C (graphite) + 1/2O2(g) CO(g) + 1/2O2(g) C (graphite) + O2(g)
CO(g) CO2(g) CO2(g)
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Calculate the standard enthalpy of formation of CS2 (l) given that: C(graphite) + O2 (g) CO2 (g) ΔH°rxn= -393.5 kJ/mol S(rhombic) + O2 (g) CS2(l) + 3O2 (g)
SO2 (g)
ΔH° rxn= -296.1 kJ/mol
CO2 (g) + 2SO2 (g)
ΔH° rxn = -1072 kJ/mol
1. Write the enthalpy of formation reaction for CS2 C(graphite) + 2S(rhombic)
CS2 (l)
2. Add the given rxns so that the result is the desired rxn. C(graphite) + O2 (g) 2S(rhombic) + 2O2 (g) + CO2(g) + 2SO2 (g)
CO2 (g) ΔH°rxn= -393.5 kJ/mol ° = -296.1 kJ/mol x 2 2SO2 (g) ΔHrxn CS2 (l) + 3O2 (g)
Benzene (C6H6) burns in air to produce carbon dioxide and liquid water. How much heat is released per mole of benzene combusted? The standard enthalpy of formation of benzene is 49.04 kJ/mol. 2C6H6 (l) + 15O2 (g)
