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Entalpia standard di formazione

  |   Chimica Fisica, Termodinamica

L’entalpia  standard di formazione di una sostanza è l’energia necessaria per preparare una mole di quella sostanza a partire dai suoi elementi allo stato standard.

Per determinare l’entalpia standard di formazione si può anche ricorrere alla legge di Hess.

L’entalpia è una funzione di stato definita dalla somma dell’energia interna e del prodotto tra la pressione e il volume:

H = U + pV

Dell’entalpia non è noto il valore assoluto, ma ciò che interessa è la variazione di entalpia in seguito a una reazione, che è ottenuto sperimentalmente per via diretta o sfruttando la legge di Hess per via indiretta.

Esempi

Consideriamo la reazione di sintesi dell’acido cloridrico:

½  H2(g) +  ½   Cl2(g) = HCl(g)

La variazione di entalpia correlata a questa reazione è data dalla differenza dell’entalpia di una mole di acido cloridrico meno la somma dell’entalpia di ½ mole di idrogeno e di ½ mole di cloro.

Poiché l’entalpia è legata all’energia interna la quale a sua volta è legata alla temperatura risulta evidente che la variazione di entalpia è diversa, per la stessa reazione, al variare della temperatura a cui essa avviene nonché allo stato di aggregazione delle sostanze partecipanti alla reazione.

Per uniformità di valutazione ci si riferisce a un arbitrario riferimento detto stato standard. Esso è definito come lo stato di aggregazione che l’elemento presenta alla pressione di 25 °C (298 K) e alla pressione di 1 atm.

Inoltre, per convenzione, a ciascun elemento nel suo stato standard è attribuito un valore di entalpia pari a zero.

Nel caso di due o più sostanze che alla temperatura di 25 °C sotto la pressione di 1 atm siano gassose, lo stato standard di ciascuna di esse si verifica  quando le rispettive pressioni parziali siano di 1 atm.

Esempi

Pertanto per la reazione

½ H2 + ½  Cl2= HCl

in cui tutte le specie sono allo stato gassoso e alla pressione di 1 atm

La quantità di calore scambiato dal sistema con l’ambiente coincide con l’entalpia standard di formazione dell’acido cloridrico.

Tale grandezza detta entalpia standard di formazione viene simboleggiata con il simbolo H° in cui l’indice “°” indica che sia i reagenti che i prodotti di reazione si trovano nei rispettivi stati standard.

Poiché ΔH° = H°fin – H°in = H°prodotti –H°reagenti = H°HCl – ( ½ H°H2 + ½H°Cl2)

Essendo H°H2 = 0 e H°Cl2= 0

Si ha ΔH° = H°HCl

Come ulteriore esempio consideriamo la reazione di una mole di idrogeno gassoso ( p = 1 atm) e mezza mole di ossigeno gassoso ( p= 1 atm)  secondo la reazione :

H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l)

Per ogni mole di acqua liquida formatasi vengono liberate dal sistema 68.32 kcal/mol ovvero ΔH° = – 68.32 kcal/mol quindi una mole di acqua liquida ( ovvero 18.02 g)  viene ottenuta a partire dai suoi elementi nei rispettivi stati standard : tale valore coincide con l’entalpia standard di formazione.

Un’altra importante applicazione della legge di Hess è quella di poter calcolare il ΔH° relativo a qualsiasi reazione facendo uso dei valori tabulati delle entalpie standard di formazione delle sostanze.

Ad esempio consideriamo la reazione

CH4(g) + 2 O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(l)

Detta ΔH° la variazione di entalpia  possiamo scrivere :

ΔH° = ∑H°prodotti – ∑H°reagenti

Quindi  ΔH° = [H°CO2 – 2 H°H2O] – [H°CH4 -2 H°O2]

Poiché dai dati tabulati risulta  che H° è data da:
CO2= – 94.05 kcal/mol

H2O = – 68.32 kcal/mol

O2 = 0.00 ( per convenzione)

CH4 = – 17.89 kcal/mol

Sostituendo si ha : – 94.05 + [2 · ( – 68.32)] – [(- 17.89) + 0.00] = -212.8 kcal/mol

Tale risultato indica che per ogni mole di metano che reagisce ( p = 1 atm) con due moli di ossigeno (p = 1 atm) , formando una mole di anidride carbonica ( p = 1 atm) e due moli di acqua liquida sotto il vincolo della pressione costante nella reazione vengono liberate 212,8 kcal ovvero la variazione di entalpia standard ΔH° della reazione è pari a – 212.8 kcal.

ΔH° = – 212.8 kcal

 

 

 

 

 

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