Termochimie

Termochimia (sau termodinamica chimică ) este ramura termodinamicii care studiază efectele termice cauzate de reacțiile chimice , numită căldură de reacție . Prin urmare, termochimia se referă la conversia energiei chimice în energie termică și invers, care au loc în timpul unei reacții și studiază variabilele legate de acestea, cum ar fi entalpia legăturii , entropia de formare standard etc.

Două legi reglementează întreaga disciplină sunt:

Legea lui Lavoisier și Laplace (formulată în 1780 ): transferul de căldură care însoțește o reacție chimică dată este egal și opus transferului de căldură al reacției opuse;
Legea lui Hess (formulată în 1840 ): schimbarea entalpiei reacției este egală cu faptul că reacția are loc în una sau mai multe etape succesive și independente (chiar pur ipotetice).

Cele două legi au fost deduse și enunțate empiric înainte de prima lege a termodinamicii : se poate arăta, totuși, că sunt consecințe directe ale aceleiași, precum și faptul că entalpia H și energia internă U sunt funcții termodinamice ale stat.

Concepte fundamentale

Deoarece termochimia studiază schimburile de căldură care au loc în timpul unei reacții chimice, a fost considerat important să se distingă mai întâi două tipuri de reacții chimice:

Reacții exoterme : se spune despre reacțiile chimice care produc căldură. Prin urmare, în timpul formării produselor există un transfer de căldură din sistem în mediu, ceea ce crește temperatura ambelor. Reacțiile exoterme tind să creeze compuși cu legături chimice mai puternice și în general mai stabile. De exemplu:

CH_{2}S+6F_{2}\rightarrow \;CF_{4}+2HF+SF_{6}+{\textrm {calore}}

{\ displaystyle CH_ {2} S + 6F_ {2} \ rightarrow \; CF_ {4} + 2HF + SF_ {6} + {\ textrm {heat}}}

{\ displaystyle CH_ {2} S + 6F_ {2} \ rightarrow \; CF_ {4} + 2HF + SF_ {6} + {\ textrm {heat}}}

Reacții endotermice : se spune despre reacțiile chimice care necesită căldură. Prin urmare, este necesar să se furnizeze căldură pentru ca reacția să se finalizeze și, prin urmare, există un transfer de căldură din mediu în sistem. La sfârșitul reacției, temperatura va scădea. Reacțiile endoterme tind să creeze compuși destul de instabili, cu legături slabe. De exemplu:

Ag^{2+}+2e^{-}+{\textrm {calore}}\rightarrow \;Ag

{\ displaystyle Ag ^ {2 +} + 2e ^ {-} + {\ textrm {heat}} \ rightarrow \; Ag}

{\ displaystyle Ag ^ {2 +} + 2e ^ {-} + {\ textrm {heat}} \ rightarrow \; Ag}

Funcțiile principale de stare

Cele trei funcții principale de stare ale termochimiei sunt entalpia , entropia și energia liberă . În special, energia liberă a lui Gibbs corelează primele două variabile cu temperatura absolută și determină spontaneitatea unei reacții de presiune constantă.

Entalpia

Lucrând în laborator, se poate presupune că toate reacțiile controlate au loc la presiune atmosferică aproape constantă. Odată ce acest lucru este cunoscut, entalpia devine o funcție de stare foarte utilă și este redefinită după cum urmează:

\operatorname {\Delta } H=\operatorname {Q}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} H = \ operatorname {Q}}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} H = \ operatorname {Q}}

unde ΔH este modificarea entalpiei de la sfârșitul până la începutul reacției și Q este cantitatea de căldură schimbată. Prin convenție, atunci când căldura este transferată din sistem în mediu, variația entalpiei are un semn negativ; invers, dacă căldura este transferată din mediu în sistem, schimbarea entalpiei are un semn pozitiv. Prin urmare, fiecare reacție exotermă este caracterizată prin ΔH <0 și fiecare reacție endotermă este caracterizată prin ΔH> 0. Modificarea entalpiei poate fi exprimată ca: ΔH _f ^θ

\operatorname {\Delta } H_{f}^{0}=\Delta H_{f(prodotti)}^{0}-\Delta H_{f(reagenti)}^{0}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} H_ {f} ^ {0} = \ Delta H_ {f (produse)} ^ {0} - \ Delta H_ {f (reactanți)} ^ {0}}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} H_ {f} ^ {0} = \ Delta H_ {f (produse)} ^ {0} - \ Delta H_ {f (reactanți)} ^ {0}}

unde ΔH _f ⁰ este entalpia standard de formare a speciilor chimice considerate, care, așa cum sugerează expresia în sine, se referă la temperatură și presiune în condiții standard .

Entropie

În termochimie, entropia ia valori foarte precise în funcție de compusul chimic la care se referă. Aceste valori, obținute experimental, se referă la fiecare mol al acestei substanțe la condiții standard de temperatură și presiune . Această cantitate este, de asemenea, cunoscută sub numele de entropie molară standard și este indicată în simboluri cu S ⁰ . Într-o reacție chimică, modificarea standard a entropiei molare este dată de formula:

\operatorname {\Delta } S^{0}=S_{(prodotti)}^{0}-S_{(reagenti)}^{0}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} S ^ {0} = S _ {(produse)} ^ {0} -S _ {(reactivi)} ^ {0}}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} S ^ {0} = S _ {(produse)} ^ {0} -S _ {(reactivi)} ^ {0}}

Energie gratis

Energia liberă din termochimie este, în majoritatea cazurilor, definită ca energia liberă a lui Gibbs, a cărei variație indică dacă o reacție chimică este spontană la condiții constante de temperatură și presiune sau dacă este în echilibru . Cu referire la un anumit compus chimic, energia liberă Gibbs este recalculată pe molul substanței respective și redefinită ca energie standard de formare Gibbs liberă . Într-o reacție chimică, modificarea standard a energiei libere molare este dată de formula:

\operatorname {\Delta } G_{f}^{0}=\Delta G_{f(prodotti)}^{0}-\Delta G_{f(reagenti)}^{0}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} G_ {f} ^ {0} = \ Delta G_ {f (produse)} ^ {0} - \ Delta G_ {f (reactanți)} ^ {0}}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} G_ {f} ^ {0} = \ Delta G_ {f (produse)} ^ {0} - \ Delta G_ {f (reactanți)} ^ {0}}

Spontaneitatea unei reacții

În condiții standard, cele trei variabile sunt legate între ele conform următoarei formule:

\operatorname {\Delta } G_{f}^{0}=\Delta H_{f}^{0}-T\Delta S^{0}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} G_ {f} ^ {0} = \ Delta H_ {f} ^ {0} -T \ Delta S ^ {0}}

{\ displaystyle \ operatorname {\ Delta} G_ {f} ^ {0} = \ Delta H_ {f} ^ {0} -T \ Delta S ^ {0}}

unde T este temperatura exprimată în kelvini .

Prin convenție, dacă variația energiei libere Gibbs este mai mică de 0 reacția este spontană, dacă este mai mare de 0 numai reacția opusă este spontană, dacă este egală cu 0 reacția este în echilibru.