Perché introdurre H?
Una reazione con ΔH negativo non è automaticamente spontanea in ogni condizione. La spontaneità a temperatura e pressione fissate dipende da ΔG = ΔH − TΔS. Entropia e temperatura possono quindi cambiare il verdetto.
Esotermico ed endotermico
In un diagramma energetico verticale, la differenza tra il livello dei prodotti e quello dei reagenti rappresenta ΔH della trasformazione. Se i prodotti sono più in basso, ΔH è negativo; se sono più in alto, ΔH è positivo. La cima della barriera, invece, riguarda l’energia di attivazione: è una grandezza diversa e può cambiare in presenza di un catalizzatore senza cambiare il dislivello tra inizio e fine.
Funzione di stato e legge di Hess
Per usare valori tabulati di entalpia standard di formazione si applica ΔH°reaz = ΣνΔH°f(prodotti) − ΣνΔH°f(reagenti). I coefficienti stechiometrici contano: raddoppiare l’intera equazione raddoppia anche ΔH, perché l’entalpia è estensiva rispetto alla quantità di materia considerata.
Esempio concettuale
Se una reazione ha ΔH = −125 kJ per l’equazione così come scritta, quale ΔH ottieni invertendo esattamente la reazione?
Perché introdurre H?
L’entalpia H è una funzione di stato definita come H = U + pV. A pressione costante, in molti processi chimici senza complicazioni aggiuntive, la variazione di entalpia ΔH coincide con il calore scambiato con l’ambiente a pressione costante.
In un diagramma energetico verticale, la differenza tra il livello dei prodotti e quello dei reagenti rappresenta ΔH della trasformazione. Se i prodotti sono più in basso, ΔH è negativo; se sono più in alto, ΔH è positivo. La cima della barriera, invece, riguarda l’energia di attivazione: è una grandezza diversa e può cambiare in presenza di un catalizzatore senza cambiare il dislivello tra inizio e fine.