Riferimento: entalpie standard di formazione (kJ/mol, 298 K)
| Composto | ΔH°f | Composto | ΔH°f | Composto | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
Energie di legame (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
Cos'è la termochimica?
La termochimica è la contabilità energetica delle reazioni chimiche: dove va l'energia, in quale quantità e con quale ritmo. La sua moneta principale è il calore (q, joule), misurato lasciando procedere una reazione in un calorimetro e osservando come cambia la temperatura di una massa nota d'acqua. La regola madre è il Primo Principio — l'energia si conserva, non si crea né si distrugge, si sposta soltanto tra i legami chimici e l'ambiente — e tutto ciò che si trova in questa pagina (calore specifico, legge di Hess, entalpie di formazione, energia libera di Gibbs) è quella stessa legge con cappelli diversi.
La regola da ricordare: l'entalpia è una funzione di stato — dipende solo dagli stati iniziale e finale, mai dal cammino tra di essi. Questa unica proprietà rende lecita la legge di Hess e utilizzabile l'intera tabella di riferimento qui sotto.
Calore contro temperatura
La temperatura misura l'agitazione media delle molecole; il calore è l'energia totale trasferita quando quell'agitazione cambia. Il pannello del calore specifico usa q = mcΔT per convertire tra le due: l'esempio riscalda 100 g d'acqua (c = 4,184 J/g·°C) da 20 °C a 80 °C, richiedendo q = 100 × 4,184 × 60 = 25104 J = 25,104 kJ, assorbiti in modo endotermico. Il c insolitamente grande dell'acqua è il motivo per cui è il refrigerante per eccellenza e il volano del clima: gli stessi joule che farebbero oscillare violentemente la temperatura di una pentola di metallo spostano appena quella di un bollitore. Il calore specifico sproporzionato dell'acqua è il legame a idrogeno al lavoro: ogni joule deve in parte sciogliere la rete prima che le molecole possano accelerare.
Rompere i legami costa, formarli rende
La variazione di entalpia di una reazione è semplicemente la differenza contabile: ΔH ≈ ΣBE(rotti) − ΣBE(formati). Rompere i legami H–H (436) e Cl–Cl (243) costa 679 kJ/mol; formare due legami H–Cl (431 ciascuno) restituisce 862 kJ/mol; il pannello delle energie di legame dà come saldo per l'esempio −183 kJ/mol, esotermico — H2 + Cl2 → 2HCl libera calore perché i prodotti trattengono i loro atomi più strettamente dei reagenti. La convenzione dei segni è universale: un ΔH negativo significa che il sistema rilascia calore (esotermico, come la combustione), positivo significa che lo assorbe (endotermico, come lo scioglimento del ghiaccio).
Legge di Hess ed entalpie di formazione
Poiché l'entalpia è una funzione di stato, si può costruire una qualsiasi reazione con una scala comoda di passaggi noti e sommarne le entalpie — la somma non dipende dal cammino. La contabilità è standardizzata tramite le entalpie standard di formazione, ΔH°f: l'entalpia necessaria per costruire una mole di composto dai suoi elementi nei rispettivi stati standard, il che rende per definizione nullo il valore di ogni elemento. L'esempio del pannello di formazione è l'archetipo: C(s) + O2(g) → CO2(g) è (0 + 0) a sinistra e −393,5 a destra, quindi ΔH°rxn = −393,50 kJ/mol — la tabella di riferimento qui sopra è pensata esattamente per questo tipo di somma: prodotti meno reagenti, ciascuno moltiplicato per il proprio coefficiente stechiometrico.
Entropia: contare le disposizioni
L'entropia (S) conta quante disposizioni microscopiche ha uno stato — il gas batte il liquido, che batte il cristallo; le miscele battono le sostanze pure. Il secondo principio esige che l'entropia dell'universo aumenti in ogni processo spontaneo, il che si divide con chiarezza: ΔSuniv = ΔSsys + ΔSamb, dove la quota dell'ambiente è ΔSamb = −ΔH/T — le reazioni esotermiche disperdono calore nell'ambiente e ne aumentano l'entropia. L'esempio del pannello dell'entropia: un esotermico −100 kJ/mol a 298 K riversa +335,570 J/mol·K nell'ambiente; con ΔSsys = 150, l'universo guadagna 485,570 J/mol·K e il processo è spontaneo.
Energia libera di Gibbs: il verdetto
J. Willard Gibbs ha riunito i due bilanci in un solo numero: ΔG = ΔH − TΔS. L'esempio del pannello di Gibbs parte da una reazione favorevole ma disordinata — ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K a 298 K — e restituisce ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 kJ/mol, spontanea. Vale la pena memorizzare le quattro combinazioni di segno: esotermico + entropia in aumento è sempre spontaneo; endotermico + entropia in diminuzione mai; i due casi misti dipendono dalla temperatura, ed è esattamente per questo che il ghiaccio si scioglie solo sopra 273 K (TΔS supera ΔH). All'equilibrio ΔG = 0, e l'energia libera standard si collega alla costante di equilibrio tramite ΔG° = −RT ln K.
Idee sbagliate comuni
- Esotermico significa spontaneo. No: anche il registro dell'entropia deve quadrare. Sciogliere molti sali è endotermico eppure spontaneo, perché il guadagno di disordine paga il conto.
- Calore e temperatura sono la stessa cosa. Una vasca a 30 °C contiene molto più calore di una tazza a 90 °C; q = mcΔT dice che anche massa e capacità termica hanno voce in capitolo.
- Formare legami richiede energia. Il contrario: la formazione di un legame rilascia sempre energia — quell'energia rilasciata è esattamente ciò che incassano le reazioni esotermiche.
- Le energie di legame prevedono ΔH esattamente. Sono medie su molte molecole; il segno ≈ nella formula del pannello è onesto. Le entalpie di formazione sono lo strumento esatto.
Strumenti correlati: Equilibrio chimico (dove ΔG° incontra K), Leggi dei gas (il lavoro PΔV con cui il calore scambia) e Cinetica (spontaneo non significa veloce).
