Entalpia

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L'entalpia, H di un sistema fisico macroscopico S, è una funzione di stato termodinamica definita nel modo seguente:

$H \,=\, U + pV$ ,

dove U è l'energia interna di S, p la sua pressione e V il suo volume.
Essendo una funzione di stato le variazioni di entalpia che accompagnano un processo (ΔH) dipendono esclusivamente dalle caratteristiche dello stato iniziale e di quello finale, indipendentemente dal percorso seguito.

Si dimostra facilmente che la variazione di entalpia di un sistema è uguale al calore scambiato a pressione costante. Differenziando l'espressione che definisce l'entalpia, considerando quindi una trasformazione infinitesima del sistema, si ottiene:

(1)

d H = d U + p d V + V d p

Operando a pressione costante $V d p = 0$ e quindi

(2)

d H = d U + p d V

Indicando con $q$ il calore assorbito dal sistema e con $w$ il lavoro fatto dal sistema il primo principio della termodinamica si scrive:

d U = δ q - δ w

Ora, supponendo che il solo lavoro sia quello di espansione/compressione, e quindi $δ w = p d V$ , si ottiene

d U = δ q - p d V

e sostituendo in (2)

(3)

d H = δ q

Integrando la (3) si ha:

Δ H = q

Se ΔH < 0 il calore viene trasmesso dal sistema all'ambiente, si ha dunque un processo esotermico. Nel caso opposto, ΔH > 0, il sistema assorbe calore dall'ambiente e si tratta di un processo endotermico.

Legge di Hess

Questa legge enunciata da Hess nel 1840 afferma: il ΔH di una reazione dipende soltanto dalla natura e dalla quantità delle specie di partenza e di quelle formate e non dalla via seguita dalla reazione. la sua formulazione è:

$\Delta H_{reazione} = \sum i \Delta H^{o}_{prodotti} - \sum i \Delta H^{o}_{reagenti}$

dove i sono i rispettivi coefficienti stechiometrici e ΔH° sono le entalpie molari standard (valori sperimentali).

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