Chimica Generale
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LO STATO LIQUIDO
Lo stato liquido è uno stato di aggregazione della materia con proprietà
intermedie fra quelle dello stato solido e quelle dello stato gassoso.
Anche nei liquidi, così come nei solidi, agiscono quelle forze di coesione
responsabili dell’esistenza degli stati aggregati (legame chimico o forze di
interazione intermolecolari). Tuttavia nel liquido le forze di coesione non riescono
a mantenere le particelle nelle posizione fisse reticolari. Le particelle, in continuo
movimento, ‘scivolano’ le une sulle altre, pur mantenendo il contatto fra di loro.
Nota Bene: le forze di coesione sono le stesse nel caso dello
stato solido e dello stato liquido (sono date dalla natura
chimica della materia!). Ciò che cambia veramente è l’energia
cinetica della particelle: quando eccede un certo valore,
permette l’abbandono delle posizione fisse reticolari.
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Non esistono modelli semplici per rappresentare la struttura dei liquidi. Un
modello che funziona piuttosto bene è il cosiddetto modello del volume
libero: secondo tale modello, all’interno del liquido esistono delle regioni
vuote distribuite casualmente. Le particelle del liquido possono muoversi
perché possono occupare tali regioni vuote, lasciando così a loro volta una
cavità vuota che può essere occupata da un’altra particella etc.
Tale modello fornisce una rappresentazione corretta della condizione del liquido (la
particelle sono vicine ed interagiscono fra di loro, ma nonostante cio’ possono muoversi).
Con questo modello si riproducono con successo alcune proprietà
come la viscosità, la tensione superficiale e la tensione di vapore.
Parleremo molto di tensione di vapore nelle prossime lezioni.
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La viscosità è definita come la resistenza che un liquido oppone al fluire.
Maggiore è la viscosità di un liquido, minore è la sua capacità di fluire.
In generale, possiamo dire che la viscosità diminuisce con la temperatura, cioè i liquidi
tendono a fluire meglio ad alte temperature. Ciò è ben spiegato dall’aumento di energia
cinetica cui corrisponde un aumento di temperatura.
La tensione superficiale è una particolare proprietà dei fluidi che opera lungo la
superficie di separazione (interfaccia) tra il liquido stesso ed un materiale di
un'altra natura. Le interazioni attrattive tra le molecole di un liquido (le forze di
coesione) fanno sì che le molecole dello strato superficiale siano soggette ad una forza
risultante non nulla che tende a farle spostare verso l'interno;
esse pertanto tendono a sfuggire dalla superficie
del liquido e di conseguenza questa tende
ad assumere la minima estensione possibile (e
quindi, in assenza di altre forze, la superficie
minima, è quella sferica).
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TERMODINAMICA
-la termodinamica è la disciplina che studia le relazioni
fra il calore e le altre forme di energia coinvolte nei
processi chimici o fisici;
-la termochimica è quella parte della termodinamica
che studia le forme di energia messe in gioco in una
trasformazione chimica.
- breve introduzione ai concetti base della termodinamica
- l’attenzione sarà rivolta principalmente alla termochimica
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Terminologia termodinamica
SISTEMA: porzione di materia che si prende in considerazione per
lo studio delle sue proprietà
AMBIENTE: tutto ciò che circonda il sistema in studio e che può
influenzarne le proprietà Un sistema può essere:
ambiente
sistema
ISOLATO: non scambia con l’ambiente né
materia né energia
APERTO: scambia con l’ambiente sia materia
che energia
CHIUSO: scambia con l’ambiente energia ma
non materia
per es., un litro di acqua calda dentro a un termos chiuso è una buona approssimazione di sistema isolato; un litro di acqua calda in un contenitore aperto è un
sistema aperto perché si raffredda (perde energia) ma perde anche molecole
d’acqua per evaporazione (perde materia)
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 STATI DI EQUILIBRIO: quando un sistema è in uno stato di
equilibrio, le proprietà macroscopiche (es. temperatura) che lo
caratterizzano sono ben definite e non subiscono variazioni
 la descrizione dei sistemi si fa in termini delle FUNZIONI DI
STATO: una proprietà del sistema è una funzione di stato
quando ha certi valori definiti per ogni stato considerato ed
il suo valore è indipendente dal modo in cui quel particolare
stato viene raggiunto (temperatura, pressione)
Lo scopo della termodinamica è prevedere se il passaggio da
uno stato di equilibrio all’altro è (o non è) possibile
NB la termodinamica non si occupa né del modo in cui tale
passaggio avviene, né del tempo necessario a raggiungere
lo stato di equilibrio finale
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Consideriamo un sistema molto semplice e cioè un campione di gas a un certo valore
di temperatura, volume e pressione. Abbiamo visto che P, V e T caratterizzano
completamente, tramite l’equazione di stato dei gas, lo stato del gas
stato di
equilibrio 1
è caratterizzato stato 1
da un primo
P1, V1, T1
gruppo di
funzioni di stato
P1 , V1 , T1
Modo A
stato 2
P2, V2, T2
Modo B
lo stato di
equilibrio 2
è caratterizzato
da un secondo
gruppo di
funzioni di stato
P2 , V2 , T2
una proprietà del sistema è una funzione di stato quando ha certi valori definiti per
ogni stato considerato ed il suo valore è indipendente dal modo in cui quel
particolare stato viene raggiunto. Per es. potrei aver prima riscaldato il gas, poi
averlo fatto espandere e poi aumentata la pressione (modo A); oppure potrei aver
fatto l’esatto opposto (modo B). Quello che conta è che comunque io abbia raggiunto
i valori P2, V2 e T2 , tali valori definiscono una condizione precisa del gas.
NB Per indicare una variazione si usa la lettera greca 
E (variazione di energia) = E2-E1 T (variazione di temperatura) = T2-T1
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Si definisce energia interna (simbolo: E oppure U) la somma di tutte le forme di
energia di una porzione di materia. Il primo principio della termodinamica serve
proprio a introdurre il concetto di energia interna:
I PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA
L'energia interna E(U) è una funzione di stato; la variazione del
contenuto di energia interna di un sistema è pari alla differenza
fra il calore (fornito al sistema) e il lavoro (compiuto dal sistema)
E(U)
=
q
variazione di
calore fornito
energia interna
al sistema
-
w
lavoro fatto
dal sistema
(NB: comporta una perdita
di energia)
Altri enunciati:
- l'energia non può essere né creata né distrutta
- l'energia dell'universo è costante
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lavoro e calore non sono funzioni di stato, ma sono i
modi a disposizione del sistema per scambiare energia
lavoro, w =forzaspostamento
modo con cui l'energia di un sistema viene a
cambiare per trasformazioni meccaniche o elettriche
calore, q
modo per scambiare energia fra
sistemi a diversa temperatura
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Il concetto di calore è abbastanza intuitivo perché di esperienza comune; forse è
mento intuitivo il concetto di lavoro; per semplificare consideriamo il lavoro meccanico
di un sistema molto semplice: un gas. Un gas che espande il proprio volume compie un
lavoro
w (lavoro) = F(forza) · s(spostamento)
nel caso specifico la forza è data dalla pressione esterna
per la superficie del pistone (si ricorda che per definizione
la pressione è la forza esercitata su un’area unitaria); lo
spostamento è dato invece dallo spostamento Δx, quindi
w = F · s = P · A · Δx = P · (A·Δx) = P · ΔV
dove ΔV è la variazione di volume occupato dal gas che
accompagna lo spostamento del pistone
NB per convenzione, il lavoro è positivo quando è compiuto dal
sistema sull’ambiente (espansione): ciò comporta una perdita
di energia del sistema e quindi va sottratto quando si
considera la variazione di energia interna. Quando è
l’ambiente che compie un lavoro sul sistema (compressione), il
lavoro è negativo, ma l’energia interna aumenta.
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Equivalenza di calore e lavoro
Nel 1860 il noto esperimento di James Joule dimostrò
l’equivalenza fra lavoro e calore (nell’esperimento Joule
misurò l’innalzamento di temperatura di una certa
quantità di acqua dovuto al movimento di una ruota a
pale azionata mediante la caduta di un peso). In questo
modo Joule scoprì la relazione di proporzionalità fra la
quantità di lavoro effettuato e l’incremento di
temperatura
1 caloria = 4,184 joule
UNITÀ DI MISURA Le unità di misura dell’energia sono le stesse del lavoro; nel sistema
internazionale poiché il lavoro è pari a una forza per uno spostamento abbiamo il
joule(J) = Newton x m = m2kg / s2
Tuttavia è ancora in uso la caloria (cal) definita come la quantità di energia che occorre
fornire a 1 g di acqua per innalzare la temperatura di 1 grado (14,5C 15,5C)
molto usati sono i chilojoule (kJ) e le chilocalorie (kcal)
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Se si mantiene il volume costante (es. recipiente con pareti rigide), non
è possibile compiere lavoro meccanico e allora
U = qV=cost (calore scambiato a volume costante)
mantenere il volume costante in una trasformazione chimica non è facile,
mentre è molto più facile mantenere la pressione costante (quella
atmosferica!)
 si introduce una nuova funzione di stato molto importante in chimica
detta entalpia, H, definita come
H = U + PV
H = U + (PV)
se la trasformazione avviene a P=cost, H = qP=cost
N.B. data l'espressione di H, nei processi che coinvolgono solidi e liquidi
UH
variazione di entalpia nei processi chimici  TERMOCHIMICA (vedi poi)
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II PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA
Porta alla definizione di un'altra funzione di stato: l'entropia
(simbolo: S) definita come
S = Qrev/T
Enunciato del II principio: l'entropia dell'universo è in continuo
aumento
NB. Anche se il calore non è una funzione di stato, nella definizione di
entropia compare il calore scambiato in un processo reversibile (Qrev);
tale valore è unico e quindi si può usare per definire la variazione di
una funzione di stato.
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Che cosa è l’entropia?
L'introduzione di questa funzione di stato nasce dalla
osservazione di alcuni fenomeni spontanei (cioè che avvengono
naturalmente) in cui non si hanno variazioni di energia:
Es. espansione di un gas in condizioni di temperatura costante
(non c’è una variazione di energia!)
Significato della funzione di stato entropia: il II principio della
termodinamica esprime la tendenza naturale osservata nei sistemi a
raggiungere una condizione di massimo disordine
l’entropia è una misura del contenuto di disordine associato
a un certo stato del sistema: maggiore è il valore assunto da S,
maggiore sarà il disordine associato a quel particolare stato
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III PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA
Porta alla definizione di una scala assoluta dell'entropia:
l'entropia dei cristalli perfetti degli elementi e dei
composti puri è zero alla temperatura di 0 gradi Kelvin
Quindi, mentre per energia interna ed entalpia si ricorre a delle scale
relative e si parla solo di variazioni, nel caso dell’entropia di parla di
una scala assoluta.
NB per definizione le unità di misura dell’entropia sono kJ /(mol K),
cioè l’entropia NON è una forma di energia
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esempi di variazioni di entropia
1) Consideriamo i passaggi di fase, come ad esempio il passaggio
dallo stato solido allo stato liquido e poi allo stato gassoso. Il
solido corrisponde alla condizione di maggior ordine (e quindi
minor contenuto entropico) mentre il gas corrisponde al massimo
contenuto di disordine e quindi al maggior contenuto entropico; la
fase liquida è caratterizzata da un contenuto entropico
intermedio.
2) Consideriamo una reazione eterogenea,
in cui cioè i reagenti e/o i prodotti sono
in fase diversa. Ad es.
CaCO3(solido)⇄ CaO(solido)+CO2(gas)
CaCO3 e CaO sono solidi (polveri bianche nel disegno)
mentre la CO2 è un gas. È abbastanza intuitivo capire che
la condizione dei prodotti (di cui uno in fase gassosa)
corrisponde a un contenuto entropico maggiore di quello
dei reagenti (unico reagente solido)
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SPONTANEITÀ DEI PROCESSI
Il I principio della termodinamica implica una tendenza
naturale dei sistemi verso un contenuto di minima energia;
il II principio della termodinamica implica una tendenza
naturale dei sistemi verso un contenuto di massima entropia.
Spesso però le due tendenze "naturali" sono in contrasto
per cui i sistemi tendono a raggiungere una situazione
di compromesso.
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Si introduce un'altra funzione di stato che tiene conto di
entrambe le tendenze naturali che influenzano il comportamento
dei sistemi
ENERGIA LIBERA, G
G = H – TS
Se mi riferisco a una generica trasformazione che avviene a
temperatura costante
stato iniziale  stato finale
che può essere una reazione chimica del tipo
reagenti  prodotti
oppure un passaggio di fase del tipo
liquido  gas
allora
G = H - TS
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stato iniziale  stato finale
G = H - TS
abbiamo i casi in cui
G < 0
il processo è spontaneo
G > 0
il processo non è spontaneo
G = 0
il processo è all'equilibrio
… vedremo esempi con casi concreti più avanti
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TERMOCHIMICA
Quando avviene una reazione chimica si osserva o uno sviluppo di calore (vale
a dire che parte dell’energia viene ceduta dal sistema come energia termica) o
un assorbimento di calore (vale a dire che il sistema assorbe energia termica
dall’ambiente). Le reazioni che avvengono con sviluppo di calore sono dette
esotermiche; quelle che avvengono con assorbimento di calore sono dette
endotermiche.
Esempio di reazione esotermica: nella combustione degli idrocarburi si
sviluppa calore (quello che usiamo per riscaldarci o produrre elettricità in
una centrale termoelettrica); ad esempio la combustione di una mole etano,
C2H6, libera una quantità di calore pari a 341230 calorie
C2H6(g) + 3,5 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(g) + 341230 calorie/mole
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Esempio di reazione endotermica: la calce viva (formula chimica CaO) viene
prodotta per decomposizione termica di calcare (formula chimica CaCO3);
tale processo richiede un assorbimento di calore
CaCO3 (s) + 42550 calorie/mole  CO2(g) + CaO(s)
Da notare come il calore è parte integrante di una reazione chimica e
può essere considerato alla stregua di un prodotto (reazioni
esotermiche) o di un reagente (reazioni endotermiche)
se le reazioni chimiche avvengono a pressione costante (caso comune perché
basta far avvenire la reazione in un recipiente aperto e la pressione è quella
atmosferica) anziché parlare di calore di reazione di parla di entalpia di
reazione dato che
ΔH = q (P=cost)
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Riprendiamo il caso della reazione esotermica in cui si ha sviluppo di
calorie
C2H6(g) + 3,5 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(g) + 341230 calorie/mole
il fatto che vengano liberate 341230 calorie ogni mole di etano bruciata
implica che la condizione dei prodotti (2 CO2(g) + 3 H2O(g)) sia a un
contenuto entalpico minore della condizione dei reagenti (C2H6(g) + 3,5
O2(g) ), cioè
H(prodotti) < H(reagenti) e quindi ΔH=H(prodotti)-H(reagenti) < 0
Nel caso della reazione endotermica
CaCO3 (s) + 42550 calorie/mole  CO2(g) + CaO(s)
è vero il contrario e cioè
H(prodotti) > H(reagenti) e quindi ΔH=H(prodotti)-H(reagenti) > 0
reazioni esotermiche, diminuzione di energia, ΔH<0
reazioni endotermiche, aumento di energia, ΔH>0
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Leggi della Termochimica
Tali leggi sono la conseguenza diretta del fatto che l’entalpia è una funzione di
stato che non dipende, quindi, dal cammino percorso per passare dallo stato di
partenza a quello di arrivo
1) le variazioni di entalpia associate a un processo e al suo processo inverso
sono uguali numericamente ma hanno segno opposto
CaCO3(s)  CO2(g) + CaO(s)
CO2(g) + CaO(s)  CaCO3(s)
ΔH= 42550 calorie/mole
ΔH= – 42550 calorie/mole
ΔH(reazione inversa) = – ΔH(reazione diretta)
2) la variazione di entalpia associata a un processo è uguale alla somma delle
variazioni di entalpia associate alle trasformazioni
intermedie (reali o ipotetiche) in cui il processo può
essere suddiviso; nell’esempio in questione
ΔH1= ΔH2+ ΔH3
legge di Hess
NB posso pensare di combinare la grafite con O2 direttamente a formare
CO2, oppure di combinare C e ½ O2 ottenendo prima CO che poi si ricombina
ulteriormente con ½ O2 per dare CO2
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Entalpie standard di formazione ΔH°f
L’entalpia standard di formazione è la quantità di calore che si libera o
assorbe nella formazione di una mole di un composto a partire dai suoi
elementi nel loro stato standard (dove per stato standard si intende la forma
stabile a P=1 atm e T=25°C)
1) Ad es., consideriamo l’entalpia di formazione della CO2. Gli elementi che
compongono la CO2 sono carbonio e ossigeno. Allora, vado a misurare il
calore scambiato a P=cost quando metto a reagire la grafite (stato
standard del carbonio) con ossigeno molecolare gassoso (stato standard
dell’ossigeno) secondo la reazione C(grafite) + O2 (gas) = CO2 (gas) per
ottenere una mole di CO2; questo calore è l’entalpia standard di
formazione della CO2.
2) Consideriamo il nitrato di ammonio, NH4NO3. La reazione da
considerare è
N2(g) + 2 H2(g) + 3/2 O2(g)  NH4NO3
e il calore che misuro quando viene prodotta una mole di nitrato di
ammonio è l’entalpia standard di formazione del nitrato d’ammonio.
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Le entalpie di formazione standard sono state misurate per tutti i
composti e si trovano riportate in tabelle.
NOTA BENE: alle sostanze elementari nel loro stato standard si
attribuisce Hf=0
Questo perché è impossibile costruire una scala assoluta che consideri
tutte le forme di energia possedute da un sistema.
La scala di entalpia (e anche di energia interna) è una scala relativa.
Ci si riferisce SEMPRE a variazioni di entalpia e mai a valori assoluti.
Per esempio non dico che un certo sistema ha un contenuto entalpico
pari a …; piuttosto, dirò che in una certa trasformazione da uno stato
all’altro il sistema ha subito una variazione di entalpia pari a ….
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notate la diversa
entalpia di formazione
dell’acqua liquida (stato
standard dell’acqua) e
dell’acqua in fase
vapore: in generale lo
stato liquido è
caratterizzato da una
entalpia di formazione
minore del vapore, così
come la fese solida ha
una entalpia di
formazione minore del
liquido
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Variazione di entalpia associata alle reazioni ΔH°R
La variazione di entalpia, ΔH°R, che intercorre durante una
generica reazione chimica
aA+bBcC+dD
può essere determinata conoscendo i HF dei reagenti e dei
prodotti secondo l'equazione
HR = cHf(C) + dHf(D) - aHf(A) - bHf(B)
da non dimenticare che l’entalpia di formazione dei reagenti e
dei prodotti va moltiplicata per il coefficiente stechiometrico
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Esempio:
Sapendo che il Hf(CO2)= -393,5 kJ/mol, Hf(H2O)= -241,8 kJ/mol
e Hf(CH4)=-74,9 kJ/mol, determinare il calore che viene rilasciato dalla
reazione di combustione di una mole di metano.
Per prima cosa scriviamo la reazione di combustione del metano
CH4(gas) + O2(gas) = CO2(gas) + H2O(gas)
La reazione bilanciata diventa:
CH4(gas) + 2 O2(gas) = CO2(gas) + 2 H2O(gas)
Quindi
HR = Hf(CO2) + 2 Hf(H2O) - Hf(CH4) = -393,5 + 2(-241,8) - (-74,9) =
- 802,2 kJ/mol
come si vede la reazione di combustione del metano è una reazione molto esotermica
(non a caso è una dei combustibili fossili più utilizzato per la produzione di energia
elettrica e altri applicazioni comuni)
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Esempio:
Calcolare il calore (nominale) necessario a produrre una tonnellata di calce viva (CaO)
per decomposizione termica di calcare (CaCO3) sapendo che il Hf(CO2)= -393,5
kJ/mol, Hf(CaCO3)= -1206,7 kJ/mol e Hf(CaO)= -635,1 kJ/mol.
Per prima cosa scriviamo la reazione di decomposizione del calcare
CaCO3(s) = CO2(g) + CaO(s)
è già bilanciata
Quindi per questa reazione
HR = Hf(CO2) + Hf(CaO) - Hf(CaCO3) = -393,5 -635,1 - (-1206,7) =
+ 178,1 kJ/mol
ATTENZIONE: quindi servono 178,1 kJ per ciascuna mole di CaO formata. Se voglio
calcolare l’energia necessaria per preparare una tonnellata di CaO devo calcolare a
quante moli corrisponde una tonnellata di CaO e moltiplicare l’entalpia di reazione
molare per il numero di moli
n(CaO)=106/PM(CaO)=106/56,1=17825 moli
e quindi
calore necessario = Q = 178,1 x 17825 = 3 174 632 kJ
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Esempio:
Calcolare i m3 di propano (C3H8) misurati in condizioni normali necessari a fornire la
quantità di calore necessaria a preparare 1 tonnellata di calce viva (vedi esercizio
precedente) sapendo che Hf(C3H8)= -103,8 kJ/mol, Hf(CO2)= -393,5 kJ/mol e
Hf(H2O(g))= -241,8 kJ/mol.
Per prima cosa scriviamo la reazione di combustione del propano bilanciata
C3H8(g) + 5 O2(g) = 3 CO2(g) + 4 H2O(g)
Quindi
HR = 3 x Hf(CO2) + 4 x Hf(H2O) - Hf(C3H8) = 3x(-393,5) + 4x(-241,8) –
(-103,8) = - 2043,9 kJ/mol
quindi una mole di propano che brucia genera 2043,9 kJ. Per determinare quanti m3
di propano mi servono per generare 3 174 632 kJ faccio il rapporto
n(propano necessarie) = calore totale / calore generato da una mole e quindi
3 174 632 / 2043,9 = 1553 moli
che quindi in condizioni normali corrispondono a 1553x22,4 = 34792 litri = 34,5 m3
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COMBUSTIBILI
energia crescente in kJ/mol
In un processo di combustione i combustibili (composti ad alto contenuto energetico) si
combinano con l’ossigeno per generare composti a contenuto energetico molto basso e
cioè anidride carbonica e acqua
52,3
0
-74,9
-110,5
-393,5
etilene, C2H4
carbonio (grafite)
alte energie
composti meno stabili
metano, CH4
monossido di
carbonio, CO
anidride
carbonica, CO2
basse energie
composti più stabili
in un processo di
combustione si
libera l’energia
chimica
immagazzinata
negli idrocarburi
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I combustibili fossili si sono generati nel corso delle ere geologiche a partire da grandi
accumuli di vegetali o animali morti, che si sono decomposti in condizioni particolari. In
ultima analisi l’energia dei combustibili fossili deriva dal sole, perché tramite la
fotosintesi (e conseguente catena alimentare) l’energia del sole è stata accumulata neli
organismi vegetali e animali
reazione globale: 6 CO2 + 6 H2O + luce  C6H12O6 + 6 O2
la reazione è fortemente endotermica (è
la luce solare a fornire l’energia
necessaria) ed è anche caratterizzata da
una diminuzione di entropia (il glucosio è
solido e quindi si passa da 12 molecole in
fase a gassosa a 6 molecole in fase
gassosa, O2, e una molecola in fase
solida)
il legno è costituito da cellulosa (un polimero derivato dal glucosio) ed è un buon
combustibile; i processi subiti nelle ere geologiche dal legno e dalle carcasse degli
animali hanno notevolmente aumentato il potere calorifico  fonti non rinnovabili
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Si indica con il termine POTERE CALORIFICO SPECIFICO, Q, il calore sviluppato
dalla combustione di un grammo (o altra massa presa a riferimento) di combustibile.
metano: dalla variazione di entalpia associata alla reazione di combustione si
ricava la quantità di calore liberata da una mole di metano; poiché la massa
molecolare del metano è 16, il potere calorifico si ottiene dividendo l’entalpia
molare di combustione per 16
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
ΔH° di una mole = - 802,2 kJ/mol
Q = variazione di entalpia molare / peso molecolare = 802,2 / 16 = 50,1 kJ
benzina: miscela di idrocarburi fra cui il più abbondante è C8H18
C8H18 + 12,5 O2  8 CO2 + 9 H2O
ΔH° di una mole = - 5460 kJ/mol
Q = variazione di entalpia molare / peso molecolare = 5460 / 114 = 47,9 kJ
carbone: essenzialmente carbonio amorfo
C + O2  CO2
ΔH° di una mole = - 393,5 kJ/mol
Q = variazione di entalpia molare / peso molecolare = 393,5 / 12 = 32,8 kJ
Chimica Generale
CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE
POTERE CALORICO DEGLI ALIMENTI
I processi metabolici non sono altro che combustioni particolari. che avvengono
all’interno dei tessuti degli organismi viventi attraverso molti stadi parziali che fanno in
modo di liberare gradualmente a bassa temperatura l’energia immagazzinata (ruolo
importante svolto dagli enzimi)
NB il calore complessivo liberato è identico a quello che si otterrebbe in un
processo di combustione diretta  questo perché l’entalpia è una funzione di
stato e quindi non dipende da come l’ossidazione avviene
Esempio: calcolare la quantità di glucosio necessaria a provvedere il fabbisogno
calorico giornaliero di 10000 kJ di un uomo sapendo che Hf(C6H12O6)= -1204,2
kJ/mol, Hf(CO2)= -393,5 kJ/mol e Hf(H2O(l))= -285,9 kJ/mol (da notare che
alla temperatura del corpo umano l’acqua è liquida e quindi va usato il valore di
entalpia di formazione dell’acqua liquida)
C6H12O6(s) + 6 O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(l)
HR = 6 x Hf(CO2) + 6 x Hf(H2O(l)) - Hf(C6H12O6) = - 2872,2 kJ/mol
poiché una mole pesa 180 grammi, la quantità di glucosio che libera 10000 kJ è
10000/2872,2=3.48 moli che equivalgono a 3,48x180=627 grammi di glucosio