Il calore di reazione (qrea) è definito come il calore ceduto o assorbito durante una reazione chimica. In particolare, nelle reazioni che avvengono a pressione costante (P=cost), il calore di reazione è equivalente alla variazione di entalpia (∆H), poiché a pressione costante ∆H=qp. Le reazioni a pressione costante sono prevalenti, considerando che l'ambiente in cui viviamo si trova a pressione costante.
Il calore di reazione può essere espresso anche come 〖∆H〗r. Il segno di ∆H è cruciale per determinare la natura della reazione: se il segno è positivo, la reazione è endotermica, indicando un aumento della quantità di calore interna al sistema; se il segno è negativo, la reazione è esotermica, segnalando una diminuzione della quantità di calore interna al sistema.
Per calore di reazione si intende il calore che accompagna la trasformazione di una mole di sostanza.
Entalpia di Reazione (ΔH)
A pressione costante, il calore di reazione è noto come entalpia di reazione (H), e la variazione di entalpia (ΔH) rappresenta la quantità di calore assorbito o liberato in una reazione senza variazione di pressione.
La formula per calcolare la variazione di entalpia è la seguente:
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ΔHreazione = ΣHprodotti - ΣHreagenti
L'entalpia esprime il contenuto termico totale di cui dispone un sistema e tiene conto sia della variazione di energia interna del sistema che reagisce, sia del lavoro che esso compie sull'ambiente.
Se ΔH < 0, la reazione è esotermica, il che significa che libera calore. Un esempio è:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 802kJ
Se ΔH > 0, la reazione è endotermica, il che significa che assorbe calore dall'ambiente, che si raffredda.
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Un sistema tende spontaneamente ad assumere lo stato cui corrisponde il contenuto energetico più basso possibile perciò sono favorite le reazioni esotermiche (ΔH < 0).
L'entalpia H è una funzione di stato perché definita come somma di funzioni di stato. Funzione di stato significa che valori che i valori assunti dall'entalpia dipendono unicamente dalle condizioni in cui si trova il sistema e sono indipendenti dal modo in cui quel sistema è stato ottenuto.
Legge di Hess
Come stabilito dalla legge di Hess, il ΔH di una reazione è indipendente dalle tappe che i reagenti seguono per arrivare ai prodotti (funzione di stato) e dipende solamente dalla natura chimica e dallo stato fisico dei reagenti iniziali e dei prodotti finali e origina dall'energia di legame delle molecole dei reagenti e dei prodotti.
Non è possibile stabilire un valore assoluto dell'entalpia di una reazione perciò si usano le variazioni di entalpia relative alle reazioni di formazione dei composti a partire dai loro elementi.
L'entalpia di formazione molare standard (H°) di una sostanza è l'energia necessaria per preparare una mole di quella sostanza a partire dai suoi elementi quando si trovano a 298 K e a 1,013·105 Pa e che quindi hanno entalpia di formazione uguale a 0. Ogni composto ha quindi un proprio specifico valore di entalpia.
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Se si conoscono le entalpie di formazione dei composti che partecipano alla reazione, sfruttando la legge di Hess, si può calcolare la variazione di entalpia della reazione.
ΔH°reazione = ΣH°formazione prodotti - ΣH°formazione reagenti
Ad esempio:
CaCO3 → CaO + CO2
ΔH° = (-635 -393) - (-1206) = +178 kJ/mol La reazione è endotermica.
Calcolo Teorico dell'Entalpia
Si può calcolare il calore di reazione l'entalpia per via teorica anche partendo dall'energia di legame. Per rompere i legami di una molecola occorre fornire una certa quantità di energia corrispondente a quella che si libera durante la formazione dei legami. Quando gli atomi liberi formano una nuova molecola si libera la nuova energia di legame che può essere superiore o inferiore a quella dei reagenti a seconda che la reazione sia esotermica o endotermica. Si può quindi fare un bilancio dell'energia.
Calorimetria
La calorimetria studia e misura il calore ceduto o assorbito durante i processi chimici e fisici.
Da questa formula si capisce che la temperatura di un corpo cambia se si verifica uno scambio di calore tra il corpo e l’ambiente o tra un corpo e un altro corpo.
La entalpia è una proprietà del sistema; ciò significa che essa è univocamente determinata una volta noto lo stato in cui il sistema si trova; l'entalpia è inoltre una grandezza estensiva, dipendente cioè dall'estensione del sistema; si può quindi parlare di entalpia specifica (entalpia per unità di massa o per mole). La grandezza entalpia è quindi particolarmente conveniente nel caso di sistemi mantenuti a pressione costante; questo tipo di processo è molto frequente nella pratica (ad esempio qualsiasi processo che avviene a contatto con l'atmosfera è per sua natura isobaro) e perciò il concetto di entalpia è di comune utilizzazione.
Nelle reazioni che avvengono con un aumento di entalpia, l'entalpia dei prodotti H(prodotti) è maggiore dell'entalpia dei reagenti H(reagenti), per cui: ∆H > 0.
Nelle reazioni che avvengono con diminuzione dell'entalpia, l'entalpia dei prodotti H(prodotti) è minore dell'entalpia dei reagenti H(reagenti), per cui: ∆H < 0.
Consideriamo un cilindro isolato termicamente e dotato di due pistoni adiabatici agli estremi; tra i pistoni si trova un setto poroso (lo stesso effetto può essere ottenuto sostituendo al setto poroso una strozzatura dalla luce molto ridotta o una parete dotata di minuscoli forellini). Quando tutto il gas è fluito al di là del setto poroso e il primo pistone si trova a ridosso del setto, il gas si trova a occupare il volume V2 alla pressione p2. Questo processo si dice di "laminazione". In un processo di laminazione il valore finale e quello iniziale di entalpia coincidono. Non si può dire che l'entalpia sia rimasta costante durante tutto il processo in quanto essa è definita solo per gli stati di equilibrio: in un diagramma termodinamico si possono perciò rappresentare solo gli stati iniziale e finale di questa trasformazione ma non quelli intermedi.