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Il calore di formazione, chiamato anche entalpia di formazione o entalpia standard di formazione, è la quantità di calore associata al processo di formazione di 1 mole di una sostanza chimica dai suoi elementi costitutivi quando sono nel loro stato standard, cioè in la sua forma naturale più stabile a 25 °C. In questo senso il calore di formazione rappresenta la differenza di entalpia tra prodotti e reagenti di una reazione chimica condotta a 25 °C in cui l’unico prodotto è 1 mole della sostanza di interesse, mentre il reagente o i reagenti sono gli elementi che costituiscono detta sostanza nel suo stato naturale più stabile a detta temperatura.
L’entalpia di formazione è rappresentata dal simbolo Δ f H° X , dove f indica che si tratta di un’entalpia di formazione della sostanza X (X corrisponde alla formula chimica o al nome della sostanza che si forma) e il simbolo ° è utilizzato per rappresentare condizioni di reazione standard, in questo caso T = 25 ° C o 298,15 K.
Ad esempio, il calore di formazione dell’acqua è rappresentato come Δ f H° H2O e corrisponde alla differenza di entalpia della seguente reazione condotta a 25 °C:
Nota di buona pratica: in passato, era comune porre f di formazione come pedice di H quando si rappresentava l’entalpia o il calore di formazione (ovvero, ΔH f ° X ). Tuttavia, concettualmente questo è un errore, poiché l’entalpia (H) è una proprietà della sostanza, non del processo di formazione della sostanza, quindi non dovrebbe portare la lettera f. Invece il simbolo Δ (delta) che rappresenta una differenza tra lo stato finale e quello iniziale, è relativo al processo di formazione, motivo per cui attualmente la f è posta come pedice di esso.
reazioni di formazione
Quanto sopra è un esempio di una reazione di formazione (la reazione di formazione dell’acqua). I dettagli importanti da tenere in considerazione per riconoscere una reazione di formazione sono:
- Dovrebbe esserci un solo prodotto (in questo caso H 2 O).
- Il coefficiente stechiometrico del prodotto deve essere 1.
- I reagenti devono essere tutti sostanze elementari (in questo caso idrogeno e ossigeno), non composti.
- L’allotropo di ciascun reagente presente deve corrispondere all’allotropo più stabile in condizioni standard (nel caso dell’elemento idrogeno, è gas idrogeno molecolare e nel caso dell’ossigeno è gas ossigeno molecolare).
Articoli in stato standard
Alcuni esempi di elementi nei rispettivi stati naturali più stabili in condizioni standard sono:
Elemento | Forma più stabile in condizioni standard | Elemento | Forma più stabile in condizioni standard |
Idrogeno | H2 (g) | Ossigeno | OPPURE 2(g) |
Azoto | N. 2 (g) | Fluoro | F2 (g) |
Cloro | Cl2 (g) | Bromo | Br 2(l) |
Iodio | Io 2(i) | Mercurio | mercurio (l) |
Carbonio | C (sì, graffiti) | Zolfo | S (s, rombico) |
Argento | Ag (i) | Ferro | Fede (i) |
Cos’è l’entalpia?
L’entalpia è una funzione di stato che caratterizza un sistema come un composto chimico, un gas pressurizzato all’interno di un pistone o persino un pianeta in orbita attorno a una stella. Questa proprietà è rappresentata dal simbolo H (che deriva dalla parola heat in inglese, heat ) e, dal punto di vista termodinamico, è definita come la somma dell’energia interna di un sistema (U) e il prodotto della sua pressione e il suo volume (prodotto PV). Vale a dire:
Fatta eccezione per sistemi molto semplici come i gas ideali, l’entalpia assoluta (H) non può essere misurata sperimentalmente o facilmente calcolata. Questo perché, per sistemi relativamente complessi, la determinazione dell’energia interna (U) è immensamente complessa da determinare, poiché devono essere considerate troppe variabili che provengono dalle interazioni tra le particelle che compongono il sistema.
Tuttavia, come si vedrà nella sezione successiva, la variazione di entalpia durante diversi processi può essere misurata sperimentalmente, il che consente di stabilire valori di entalpia relativa, in cui le entalpie di formazione giocano un ruolo essenziale.
È il calore di reazione o l’entalpia di reazione?
Grazie alla definizione termodinamica di entalpia (H=U+PV), si può dimostrare matematicamente che la variazione di entalpia (ΔH) di un processo effettuato a pressione costante è uguale al calore rilasciato o assorbito dal sistema durante tale processo. processi. Cioè, in generale:
dove Q P rappresenta il calore a pressione costante. Ciò significa che, sebbene non possiamo misurare H, possiamo misurare ΔH, poiché il calore può essere misurato. Qualcosa di simile accade con il potenziale elettrico o tensione, V, che non possiamo misurare direttamente con un voltmetro, ma possiamo misurare la differenza di tensione, ΔV. Questo apre la possibilità di stabilire una scala di entalpia relativa, purché troviamo o definiamo un sistema di riferimento a cui associamo il valore zero.
Nel caso della tensione, zero è solitamente la tensione di terra. Nel caso dell’entalpia, zero è costituito dagli elementi puri nel loro stato standard o nell’allotropo naturale più stabile a 25°C.
Suggerimento professionale: il modo corretto per riferirsi all’entalpia di un processo come reazione di formazione dovrebbe essere “variazione di entalpia” poiché è un ΔH. Ciò consentirebbe di distinguerla dall’entalpia assoluta o H. Tuttavia, poiché la reazione di formazione è ovviamente un processo di cambiamento da uno stato iniziale a uno finale, la parola “variazione” è ovvia. Quindi, quando si parla di entalpia di un processo, si parla di un valore di ΔH, mentre, quando si parla di entalpia di un sistema come sostanza pura in un particolare stato, si fa riferimento a un’entalpia assoluta (H ) .
Unità di calore di formazione
Poiché l’entalpia è la somma dell’energia e del prodotto FV, e inoltre la differenza di entalpia rappresenta anche il calore a pressione costante, le unità di calore di formazione sono unità di energia per mole ([Energia]/mol o [Energia ].mol – 1 ). Nella maggior parte dei casi, le unità sono kJ.mol -1 , ma in alcuni casi vengono utilizzate anche kcal.mol -1 .
Come si misura il calore di formazione?
Il calore di formazione di una sostanza chimica solitamente non viene misurato direttamente poiché, nella stragrande maggioranza dei casi, non è possibile effettuare la reazione di formazione. Solo una manciata di reazioni di formazione può essere eseguita in laboratorio, come la formazione di acqua bruciando idrogeno gassoso o la formazione di anidride carbonica bruciando grafite di carbonio.
Tuttavia, non è possibile produrre direttamente un composto chimico come il benzene dal carbonio di grafite e dall’idrogeno. La soluzione a questo problema si trova nella legge di Hess . Quello che si fa invece è misurare il calore di una reazione in cui la sostanza è coinvolta e che coinvolge anche sostanze di cui conosciamo le entalpie di formazione. Un esempio molto comune è quello di utilizzare le reazioni di combustione, poiché l’entalpia di formazione dell’ossigeno è per definizione nulla, e quelle dell’acqua e dell’anidride carbonica possono essere misurate direttamente, come abbiamo appena spiegato.
Esempio:
Supponiamo di voler determinare il calore di formazione del benzene (C 6 H 6 ). In questo caso, eseguiremmo la combustione del benzene la cui equazione chimica è presentata di seguito, e misureremmo l’entalpia della reazione:
Quindi, utilizzando la legge di Hess, e i calori di formazione di CO 2 e H 2 O, il calore di formazione del benzene risulta essere:
Ma come si misura l’entalpia di reazioni come la combustione? È fatto usando una tecnica chiamata calorimetria.
calorimetria
Le entalpie di reazione sono misurate mediante calorimetria. Questa tecnica consiste nello svolgere una reazione chimica all’interno di un calorimetro di capacità termica totale nota (C Cal ), per poi misurare la variazione di temperatura del calorimetro dovuta al calore rilasciato o assorbito dalla reazione (ΔT = T f – T io ). Questa variazione di temperatura viene utilizzata per calcolare la quantità di calore rilasciata o assorbita dal calorimetro (che è il negativo del calore assorbito o rilasciato dalla reazione) utilizzando la seguente equazione:
Esistono due tipi principali di calorimetri, quelli che funzionano a pressione costante e quelli che funzionano a volume costante. Nel caso della calorimetria a pressione costante, il calore calcolato secondo l’equazione precedente misura direttamente l’entalpia di reazione (Q r = Δ r H° = – Q Cal , ricordiamo che l’entalpia di un processo a pressione costante è pari al calore di detto processo). Tuttavia, questa tecnica non è sempre facile da implementare.
I calorimetri a volume costante sono più comuni e più facili da usare. La figura seguente mostra uno schema di un tipico calorimetro a volume costante indicando le sue parti.
Il calore misurato nella calorimetria a volume costante rappresenta la variazione di energia interna del sistema dovuta alla reazione, non l’entalpia. Tuttavia, questo è correlato all’entalpia della reazione attraverso la seguente equazione:
Dove Δ r n gas rappresenta la variazione del numero di moli di gas tra i prodotti ei reagenti della reazione chimica coinvolta. Da questa equazione si ottiene l’entalpia di reazione come segue:
A cosa serve l’entalpia di formazione o il calore di formazione?
#1 Viene utilizzato per determinare le entalpie di reazione.
L’entalpia obbedisce alla legge di Hess, che è un modo per esprimere il fatto che l’entalpia è una funzione di stato. Questa legge afferma che “quando i reagenti vengono convertiti in prodotti durante una reazione chimica, la variazione di entalpia è la stessa indipendentemente dal fatto che la reazione avvenga in un unico passaggio o in più passaggi. In altre parole, la legge di Hess afferma che la variazione di entalpia è indipendente dal percorso compiuto per arrivare dai reagenti ai prodotti.
Una conseguenza della legge di Hess è che poiché possiamo scrivere le reazioni di formazione per qualsiasi composto esistente, e poiché possiamo manipolare le reazioni di formazione a piacimento, fintanto che i cambiamenti si riflettono nell’entalpia delle reazioni modificate, possiamo scrivere l’entalpia di qualsiasi reazione chimica in termini di entalpie di formazione dei reagenti e dei prodotti coinvolti nella reazione. In generale, possiamo scrivere che, per una reazione generica come la seguente:
l’entalpia di reazione (Δ r H°) è data da
O, più in generale:
Dove ν j e ν i rappresentano i coefficienti stechiometrici di ciascun prodotto e reagente, rispettivamente, e Δ f H j ° e Δ f H i ° rappresentano rispettivamente i calori di formazione di ciascun prodotto e reagente.
#2 Rappresentano il valore dell’entalpia relativa delle sostanze chimiche nel loro stato standard.
Come accennato in precedenza, gli elementi puri nel loro stato standard o allotropo naturale più stabile a 25 °C rappresentano il punto di riferimento per la determinazione della relativa scala entalpica. Questo perché, data la definizione di reazioni di formazione, l’entalpia di formazione degli elementi puri nel loro stato naturale più stabile deve essere nulla, poiché la loro reazione di formazione avrebbe lo stesso reagente e lo stesso prodotto (sarebbe una reazione nulla).
Poiché questa reazione di formazione non comporta effettivamente alcun cambiamento di stato, allora l’entalpia di questa reazione, che è uguale all’entalpia finale meno l’entalpia iniziale, deve essere zero, perché entrambi gli stati sono uguali.
Ad esempio, la reazione per la formazione di ossigeno gassoso a 25°C è data da:
Quindi, l’entalpia di questa reazione, che deve essere uguale all’entalpia di formazione dell’ossigeno, sarebbe data da:
Questo ci permette di misurare le entalpie di reazione come abbiamo visto prima.
Seguendo un ragionamento simile, possiamo anche definire zero l’entalpia assoluta degli elementi nel loro stato naturale più stabile, e così facendo le entalpie di formazione delle diverse sostanze (Δ f H X °) diventano entalpie relative delle sostanze sotto condizioni standard (H X °).
Ad esempio, per il caso della formazione di acqua presentato sopra:
Se definiamo zero le entalpie di idrogeno e ossigeno, otteniamo che l’entalpia di formazione dell’acqua è uguale all’entalpia standard dell’acqua su questa scala relativa:
Questa entalpia è molto importante poiché, attraverso il calcolo o la misura delle variazioni di entalpia, possiamo trasformare queste entalpie relative che si trovano in condizioni standard, in entalpie relative in qualsiasi altro insieme di condizioni (ad altre temperature o altre pressioni, per esempio). . Ciò è particolarmente utile per studiare gli scambi energetici delle reazioni chimiche e i cambiamenti di fase in condizioni non standard, quindi è comune ottenere tabelle entalpiche per sostanze comunemente utilizzate come acqua e altri solventi, sostanze combustibili e altre sostanze chimiche a diverse temperature. e pressioni, tutte calcolate dalle entalpie di formazione.
Riferimenti
Atkins, P. e dePaula, J. (2010). Atkins. Chimica fisica (8a ed .). Editoriale medico panamericano.
Byjus. (2021, 22 marzo). Misura della variazione di entalpia . https://byjus.com/chemistry/measurement-of-entalpy-and-internal-energy-change/
Chang, R. (2012). Chimica (11a ed .). McGraw-Hill Education.
Redattori dell’Enciclopedia Britannica. (2020, 9 aprile). Entalpia | Definizione, equazione e unità . Enciclopedia Britannica. https://www.britannica.com/science/enthalpy
Planas, O. (2019, 25 settembre). Cos’è l’entalpia? Energia solare. https://solar-energia.net/termodinamica/propiedades-termodinamicas/entalpia
Università tecnologica nazionale. (nd). DIAGRAMMI DI COMPOSIZIONE DELL’ENTALPIA . https://www.frro.utn.edu.ar/repositorio/cateras/quimica/3_anio/integracion3/diagramas_de_entalpia_composicion.pdf