L`energia non si crea né si distrugge ma si trasforma
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L`energia non si crea né si distrugge ma si trasforma
TERMODINAMICA Scambi di CALORE e LAVORO tra: SISTEMA AMBIENTE _______________________________________________________ UNIVERSO APERTO SCAMBIA ENERGIA E MATERIA SISTEMA CHIUSO SCAMBIA ENERGIA, NON MATERIA ISOLATO NON SCAMBIA ENERGIA NE’ MATERIA ENERGIA INTERNA (E) CINETICA + POTENZIALE SCAMBI DI CALORE SCAMBIO DI E LAVORO ENERGIA VARIAZIONE DI ENERGIA DEL SISTEMA I PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA L’energia non si crea né si distrugge ma si trasforma I PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA ENDOTERMICA → il sistema assorbe calore TRASFORMAZIONE ESOTERMICA → il sistema emette calore ENDOTERMICA → DH>0 H Entalpia DH=QP ESOTERMICA → DH<0 DHREAZ= HPRODOTTI - HREAGENTI CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O DHREAZ = HCO2 + 2 HH2O - HCH4 -2 HO2 Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3 DHREAZ = 2 HAl(OH)3 – 3 HH2O - HAl2O3 H2O(l) H2O(g) DHEV NaCl (s) Na+(aq) + Cl-(aq) DHsol Condizioni standard T= 25°C p=1 atm H° SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA TRASFORMAZIONI : SPONTANEE NON SPONTANEE S ENTROPIA MISURA DEL DISORDINE DEL SISTEMA DSTOT = DSUNIV = DSSIST +DSAMB 0 DSUNIV > 0 DSUNIV < 0 processo spontaneo, irreversibile processo non spontaneo, impossibile DSAMB difficile da valutare ! DG = DH-TDS < 0 Es.: ENERGIA LIBERA H2O(s) H2O(l) DH – TDS = DG T > 0° C spontanea T < 0°C non spontanea DH<0 DS>0 DG<0 SPONTANEO DH>0 DS<0 DG>0 NON SPONTANEO DH>0 DS>0 DG ? SPONTANEO AD ALTA T DH<0 DS<0 DG ? SPONTANEO A BASSA T Cinetica chimica HCl + NaOH H2O + NaCl CDIAMANTE CGRAFITE RAPIDA LENTISSIMA - VELOCITA’ quanto rapidamente avviene - MECCANISMO come avviene c [C], [D] VELOCITA’ DI REAZIONE DIPENDE DA: - CONCENTRAZIONE DEI REAGENTI - TEMPERATURA - CATALIZZATORI [A], [B] t DIPENDENZA da CONCENTRAZIONE A+BC+D k = costante di velocità a, b ordine di reazione v = k[A]a[B]b a, b a, b Reazione di ordine a in A a, b determinati sperimentalmente “ di ordine b in B “ di ordine complessivo a + b DIPENDENZA da TEMPERATURA TEORIA delle COLLISIONI REAZIONE = URTO TRA MOLECOLE Perché due molecole reagiscano: - devono collidere - “ “ con energia sufficiente (KE) urti efficaci Es. H2 + Cl2 2 HCl rottura vecchi legami (H-H, Cl-Cl) + formazione nuovi legami (H-Cl) barriera energetica da superare = Energia di attivazione (Eatt) Perché due molecole reagiscano devono avere KE > Eatt Quante sono le molecole in grado di reagire (NE?) TEORIA DELLO STATO DI TRANSIZIONE A2 + B2 2AB A B A B A + A B + B A B A B Complesso attivato Stato di transizione Equazione di Arrhenius k Ae Eatt RT A = frequenza di collisione MECCANISMO DI REAZIONE REAZIONI (TEORIA delle COLLISIONI) MECCANISMO di REAZIONE in uno STADIO SINGOLO H2 + Cl2 2 HCl v=k[H2][Cl2] in PIU’ STADI k1 k2 AB C B = intermedio di reazione 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) 2 NO (g) N2O2 (g) v1 = k1[NO]2 N2O2 (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) v2 = k2[N2O2][O2] Stadio lento _________________________________________ 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) reazione complessiva CATALIZZATORE fa variare la velocità di una reazione non influenza la natura dei prodotti non figura nell’equazione stechiometrica Catalisi: - omogenea - eterogenea Selettività ENZIMI c REAZIONI DI EQUILIBRIO [C], [D] v = k [A][B] A + B C+ D v = k [C][D] All’equilibrio [A], [B] v=v t k [A]eq[B]eq = k [C]eq[D]eq K k k aA + bB cC+ dD DG°= -RTlnK [C]eq [D]eq [A]eq [B]eq [C][D] [A][B] c d K= [C] [D] [A]a[B]b DG°<0 K > 1 favoriti i PRODOTTI reazione spostata verso DESTRA DG°>0 K< 1 favoriti i i REAGENTI reazione spostata verso SINISTRA 3 H2 (g) + N2(g) 2 NH3 (g) H2 (g) + I2(g) 2HI (g) [NH3]2 K= [N2][H2]3 [HI]2 K= [I2][H2] HClO(aq) H+(aq) + ClO-(aq) [H+][ClO-] K= [HClO] C(s) + O2 (g) CO2(g) K= AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) K = [Ag+].[Cl-] [CO2] [O2] PRINCIPIO DI LE CHATELIER 3 H2 (g) + N2(g) 2 NH3 (g) K= cost [NH3]2 K= [N2][H2]3 NH3, H2, N2 aggiungo N2, H2 (reagenti) l’EQUILIBRIO si sposta verso DESTRA aggiungo NH3 (prodotto) l’EQUILIBRIO si sposta verso SINISTRA Aumento di P diminuisce V Diminuzione di P aumentaV Dn= differenza n. moli fra prodotti e reagenti 3 H2 (g) + N2(g) 2 NH3 (g) PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2(g) H2 (g) + I2(g) 2HI (g) C(s) + O2 (g) CO2(g) Dn=2-4=-2 <0 Dn=2-1=1>0 Dn=2-2=0 Dn=1-1=0 favorita da aumento P sfavorita da aumento P DH > 0 DH < 0 favorita da aumento T sfavorita da aumento T Indifferenti a variazione P Variazioni di Temperatura Reazione ENDOTERMICA Reazione ESOTERMICA