Le funzioni di stato sono fondamentali nello studio della termodinamica poiché la loro variazione dipende esclusivamente dallo stato iniziale e finale di un sistema. Tra le più conosciute troviamo massa, volume, temperatura, pressione, numero di particelle e composizione chimica, ma esistono anche altre funzioni di stato meno note.
L’energia interna
L’energia interna U è l’energia associata al moto casuale delle molecole di un sistema, determinata dalla somma dell’energia cinetica e potenziale. Per piccole variazioni, la sua definizione è data da dU = dq + dw = C dT – p dV, dove dq rappresenta il calore fornito al sistema, dw il lavoro compiuto dal sistema, C la capacità termica, dT la variazione di temperatura, p la pressione e dV la variazione di volume. A pressione costante, dU = C_v dT, con C_v indicante il calore specifico a volume costante. L’entalpia
L’entalpia H è la somma dell’energia interna e del prodotto tra pressione e volume: H = U + pV. Per piccole variazioni, dH = dU + pdV + Vdp. A pressione costante, dH = C_p dT, dove C_p rappresenta il calore specifico a pressione costante. L’entropia
L’entropia S misura il grado di disordine di un sistema ed è definita come dS = dq_rev / dT, con dq_rev che indica la quantità di calore scambiata in un processo reversibile in equilibrio. L’energia libera di Gibbs
L’energia libera di Gibbs G è definita come G = H – TS = U + pV – TS, dove H è l’entalpia, T la temperatura, S l’entropia e U l’energia interna. Per piccole variazioni, dG = dH – TdS – SdT = dU + pdV + Vdp – TdS – SdT. La variazione di G fornisce informazioni sulla spontaneità di un processo: se dG è inferiore a zero, il processo è spontaneo. Queste funzioni di stato sono cruciali per comprendere il comportamento dei sistemi termodinamici e la loro evoluzione in diversi processi fisici e chimici.
