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Chimica Generale CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE. 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.

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Lo stato liquido 1337535

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CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

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 viscositàè 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 superficialeè 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 termodinamicaè 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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ambiente

sistema

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:

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 appros-simazione 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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Modo A

lo stato di

equilibrio 2

è caratterizzato

da un secondo

gruppo di

funzioni di stato

P2 , V2 , T2

stato di

equilibrio 1

è caratterizzato

da un primo

gruppo di

funzioni di stato

P1 , V1 , T1

Modo B

stato 1

P1, V1, T1

stato 2

P2, V2, T2

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

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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  • 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 - w

  • Altri enunciati:

  • - l'energia non può essere né creata né distrutta

  • l'energia dell'universo è costante

variazione di calore fornitolavoro fatto

energia interna al sistemadal sistema

(NB: comporta una perdita

di energia)

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:


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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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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)

esempi di variazioni di entropia


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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 quindiΔH=H(prodotti)-H(reagenti) > 0

reazioni esotermiche, diminuzione di energia, ΔH<0

reazioni endotermiche, aumento di energia, ΔH>0


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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

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

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) ΔH= 42550 calorie/mole

CO2(g) + CaO(s)  CaCO3(s)ΔH= – 42550 calorie/mole

ΔH(reazione inversa) = – ΔH(reazione diretta)

legge di Hess


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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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da non dimenticare che l’entalpia di formazione dei reagenti e dei prodotti va moltiplicata per il coefficiente stechiometrico

Variazione di entalpia associata alle reazioni ΔH°R

La variazione di entalpia, ΔH°R, che intercorre durante una generica reazione chimica

a A + b B  c C + d D

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)


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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

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

alte energie

composti meno stabili

in un processo di combustione si libera l’energia chimica immagazzinata negli idrocarburi

52,3

etilene, C2H4

0

carbonio (grafite)

energia crescente in kJ/mol

metano, CH4

-74,9

monossido di

carbonio, CO

-110,5

basse energie

composti più stabili

anidride carbonica, CO2

-393,5


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reazione globale: 6 CO2 + 6 H2O + luce  C6H12O6 + 6 O2

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

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


Lo stato liquido 1337535

Chimica Generale

CORSO DI LAUREA TRIENNALE IN ATTIVITÀ DI PROTEZIONE CIVILE

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 CO2ΔH° di una mole = - 393,5 kJ/mol

Q = variazione di entalpia molare / peso molecolare = 393,5 / 12 = 32,8 kJ


Lo stato liquido 1337535

Chimica Generale

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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

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