PON C1
Esperto prof. C. Formica
Immagini e testi tratti dai website di: genome.wellcome.ac.uk, dnaftb.org, unipv.it, unimi.it,
wikipedia.it, unibs.it, unisi.it, unina.it, uniroma2.it, nih.gov, zanichelli.it, sciencemag.org, ncbi.gov
Con il termine sistema s’intende l’oggetto di
indagine.
Tutto ciò che circonda il sistema costituisce
l’ambiente.
sistema + ambiente = universo
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I sistemi possono essere:

Aperti: scambiano energia e materia con l’ambiente
Es.: una bevanda gassata lasciata aperta
Chiusi: scambiano con l’ambiente solo energia e NON
materia
Es.: una lattina ancora chiusa

Isolati: NON scambiano energia né materia con
l’ambiente
 Es.: un thermos

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Nelle reazioni esotermiche diminuisce l’energia chimica del
sistema e aumenta la sua energia termica.
Trasformazione: energia chimica energia termica.
Nelle reazioni endotermiche aumenta l’energia chimica del
sistema e diminuisce la sua energia termica.
Trasformazione: energica termicaenergia chimica.
Per il I principio della Termodinamica l’energia non si crea né
si distrugge ma si trasforma da una forma all’altra:
termicachimica; chimicatermica, potenzialecinetica …
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Per convenzione, lavoro e calore sono negativi se determinano
una riduzione dell’energia interna ΔU del sistema.
Sono positivi se aumentano l’energia interna del sistema.
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entropia
Testo e figure tratti da
www.zanichelli.it
entalpia
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Entalpia ΔH = indica il calore scambiato a pressione costante; è una funzione
di stato cioè dipende dagli stati iniziale e finale e non dal percorso.
ΔH<0 (= -Q) reazione esotermica,
ΔH>0 (=+Q) reazione endotermica
Entropia ΔS = indica il disordine di un sistema, aumenta col moto delle
particelle ed è maggiore allo stato gassoso
Energia libera ΔG = grandezza termodinamica che dipende dall’entalpia,
dalla temperatura assoluta e dall’entropia del sistema.
ΔG = ΔH – TΔS
Testo e figure tratti da
www.zanichelli.it
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ΔH
ΔS
-TΔS
spontanea
Condizioni
di
spontaneità
ESOTERMICA
-
+
-
SI
ΔG<0
ENDOTERMICA
+
-
+
NO
ΔG>0
ESOTERMICA
-
-
+
A bassa T
TΔS<ΔH
ENDOTERMICA
+
+
-
Ad alta T
ΔH<TΔS
Tipo reazione
Entropia
Cambiando il verso della reazione le ΔH, ΔG, ΔS cambiano segno
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Reazione
CaO + H2O  + Ca(OH)2
ΔG reagente
1
ΔG reagente 1
ΔG prodotto
-604,2
-228,6
-896,76
ΔG° = ΔG somma prodotti - ΔG
somma reagenti
--832,8
risultato
-896,76-(-832,8) = - 64 kJ/mol
Deduzione: reazione spontanea nel verso indicato poiché ΔG<0
Non spontanea se si inverte il segno (dai prodotti ai reagenti)
Da sinistra a destra: reazione di sintesi; da destra a sinistra: reazione di
decomposizione.
Il libro riporta le tabelle con i valori delle seguenti grandezze:
ΔG, ΔH, ΔS
ΔG° = ΔG somma prodotti - ΔG reagenti
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ΔG°
ΔE°
Reazione spontanea verso sinistra
<0
>0
Equilibrio
0
0
Reazione spontanea verso destra
>0
<0
Spontaneità reazione
Nelle celle galvaniche (pile) il calcolo del ΔG rispetta l’equazione di Nernst:
ΔG° pila = -n F ΔE pila
in cui ΔE = E catodo – E anodo (potenziali dei due elettrodi e potenziale della pila), F
= 96500 coulomb (costante di Faraday), n= moli di elettroni scambiati.
Cambiando il verso della reazione le ΔH, ΔE° cambiano segno
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