Chimica Fisica: Fondamenti e Concetti Principali
La Chimica Fisica è una branca della Chimica che studia le variazioni di energia che si verificano durante le trasformazioni fisiche e chimiche. Quando si analizza una reazione chimica, è necessario considerarla da due punti di vista: termodinamico e cinetico. L’aspetto termodinamico indica se una reazione può avvenire spontaneamente in determinate condizioni sperimentali, mentre quello cinetico fornisce informazioni sulla velocità della reazione e sui fattori che ne influenzano il tempo necessario affinché la reazione si verifichi. La termodinamica costituisce un aspetto cruciale della Chimica Fisica, in quanto valuta l’energia confrontando quella dei reagenti con quella dei prodotti di reazione, offrendo così la possibilità di prevedere la spontaneità della reazione.
Indice Articolo
Sistemi, Stati ed Energia
Per affrontare gli aspetti termodinamici, è essenziale considerare le relazioni tra due forme di energia: il calore e il lavoro. Il calore può essere definito come l’energia che si trasferisce spontaneamente da un corpo più caldo a uno più freddo, causando un aumento della temperatura di quest’ultimo. Il lavoro, d’altra parte, può essere definito come uno dei modi in cui il sistema e l’ambiente scambiano energia durante una trasformazione. Un sistema termodinamico è composto da una o più sostanze che reagiscono (sistema chimico) o possono essere chimicamente inerti (sistema fisico).
I Sistemi
L’ambiente esterno al sistema è rappresentato da tutti i corpi materiali che sono in contatto diretto con esso e possono scambiare energia o materia con il sistema stesso. I sistemi possono essere aperti, chiusi o isolati. Un sistema aperto è in grado di scambiare sia materia che energia con l’ambiente esterno, come il motore di un’automobile. Un sistema chiuso contiene una quantità costante di materia ma può scambiare energia con l’ambiente esterno, come i pacchetti refrigeranti. Un sistema isolato, invece, non ha alcun contatto con l’ambiente esterno e non può scambiare né calore né materia, come un liquido contenuto in un thermos.
Equivalenza tra Lavoro e Calore
J. Joule fu il primo a dimostrare l’equivalenza tra il calore (energia termica) e le altre forme di energia. Gli esperimenti successivi hanno portato alla formulazione dell’equivalenza tra calore e lavoro: 1 cal = 4.184 J. Se un sistema chimico a massa costante subisce una qualsiasi trasformazione aperta, la somma totale degli scambi termici non coincide con la somma totale degli scambi dinamici, cioè Q – L ≠ 0.
Energia Interna
Dato che Q e L rappresentano le forme di energia con cui vengono considerati tutti gli scambi energetici effettuati dal sistema, possiamo dedurre che in una trasformazione aperta la differenza tra queste due forme di energia, essendo diversa da zero, deve coinvolgere necessariamente la variazione di un’energia specifica del sistema stesso, cioè: Q – L = ΔU, che rappresenta la formulazione matematica del Primo principio della termodinamica applicabile alle trasformazioni aperte (non cicliche). L’energia interna del sistema è la somma delle energie cinetica e potenziale associate alle particelle che costituiscono il sistema stesso. L’energia interna è determinata dall’energia cinetica, associata alla traslazione, rotazione e vibrazione delle molecole, e dall’energia potenziale, associata alla posizione delle particelle in base alle interazioni interne.
