Capo Di Stato Maggiore Esercito
Come si calcola l'entalpia di formazione Si chiama entalpia di formazione (∆H° f) di una sostanza pura la variazione di entalpia associata alla formazione di una mole di tale sostanza a partire dagli elementi componenti, in condizioni standard (t = 25°C; P = 1 atm). Ad esempio per la reazione: 1/2 N 2(g) + 3/2 H 2(g) → NH 3(g) ∆H° f (NH 3(g)) = -11, 0 kcal/mol (Q < O: reazione esotermica) e per la reazione: 1/2 H 2(g) + 1/2 I 2(g) → HI (g) ∆H° f (HI (g)) = + 6, 2 kcal/mol (Q > O: reazione endotermica) PS: in termodinamica, come si vede, i coefficienti stechiometrici di reazione possono essere anche frazionari. Come viene calcolata l'entalpia di formazione Data l'impossibilità di assegnare un valore assoluto all'entalpia, è stato arbitrariamente stabilito che: l'entalpia di formazione degli elementi (per esempio O 2, H 2, N 2, Fe, Cu, ecc. ) nel loro stato standard, è zero. Considerando ad esempio la reazione di sintesi di una mole di acido cloridrico a partire dagli elementi idrogeno e cloro e con i reagenti e i prodotti nei rispettivi stati standard: 1/2 H 2(g; 1 atm) + 1/2 Cl 2(g; 1 atm) → HCl (g; 1 atm) possiamo affermare che la quantità di calore Q p, scambiato dal sistema chimico con l'esterno quando la reazione è condotta a pressione esterna costante, coincide numericamente con l'entalpia standard di formazione di una mole di acido cloridrico.
Quindi, occorre calcolare: l' entalpia di atomizzazione standard di sodio solido; la prima energia di ionizzazione del sodio gassoso; l' entalpia standard di atomizzazione del gas cloro; l' affinità elettronica degli atomi di cloro; l' entalpia della matrice di atomi del cloruro di sodio. La somma di tutti questi valori dà l'entalpia di formazione standard del cloruro di sodio ( legge di Hess). Voci correlate [ modifica | modifica wikitesto] Entalpia di vaporizzazione Entropia standard di formazione Potere calorifico
Infatti, indicando con ∆H° la variazione di entalpia standard per la reazione sopra considerata otteniamo: ∆H°= H° fin. - H° in. = H° prodotti - H° reagenti = H° HCl - (1/2 H° H2 + 1/2 H° Cl2) ma, in base a quanto detto in precedenza si ha: H° H2 = H° Cl2 = 0 (elementi nei rispettivi stati standard) Pertanto: ∆H° = H° HCl - (0 + 0) e poichè (in base a quanto visto relativamente all' entalpia): ∆H = Q p otteniamo: H° HCl = Q p Pertanto è possibile determinare sperimentalemnte, mediante l'utilizzo di un calorimentro, il calore sviluppato dalla reazione fatta avvenire a pressione costante e quindi il valore dell'entalipia standard di formazione dell'HCl. Dato che l'entalpia dipende dalla temparatura, anche l'entalpia molare standard delle sostanze è funzione della temperatura, e pertanto è necessario precisare la temperatura alla quale essa viene riferita. Studia con noi
L'entalpia standard di combustione non è altro che un particolare tipo di entalpia di reazione. La differenza sta più che altro nella definizione di "combustione": con combustione si definisce una reazione esotermica di ossidoriduzione i cui prodotti, alla temperatura della combustione, devono trovarsi allo stato gassoso. L'entalpia standard di formazione di una o più molecole, è l'energia relativa alla formazione di tutti i legami presenti nel sistema a partire dagli elementi costitutivi nella loro forma più stabile e nelle condizioni standard. Per definizione, l'entalpia di formazione di un elemento nella sua forma più stabile è nulla (ad esempio, per il carbonio la forma più stabile a 25 °C e 1 bar è la grafite e non il diamante).
Se l'equazione di una data reazione equivale alla somma algebrica delle equazioni di due o più reazioni, il calore liberato o assorbito dalla reazione complessiva è dato dalla somma algebrica dei calori di reazione dei singoli processi. In altre parole il ∆ H complessivo di una qualsiasi reazione che può svolgersi attraverso più stadi è pari alla somma algebrica dei ∆ H dei singoli stadi. Per esempio, la reazione di combustione del carbonio vista sopra può essere anche considerata formalmente come la somma di due possibili processi.