Processo spontaneo: differenze tra le versioni

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=== {{Termochimica ===}}

{{cinetica chimica}}

{{NN|Chimica|agosto 2021}}

UnIn [[termodinamica]] un '''processo spontaneo''' è un [[Trasformazione termodinamica|processo]] che avviene senza che ci sia ingresso di materia o energia nel [[sistema termodinamico]] considerato. Un processo spontaneo può essere una [[reazione chimica]] in cui il [[sistema (fisica)|sistema]] rilascia [[energia libera]] (spesso sotto forma di [[calore]]) eraggiungendo siun sposta ad uno statolivello energetico piùinferiore basso, [[termodinamica|termodinamicamente]]e più stabile. Le reazioni di questo tipo sono, appunto,essendo spontanee, ossia avvengono naturalmente con il corso del tempo e in precise condizioni di [[pressione]] e [[temperatura]].

== Spontaneità in termochimica ==

La convenzione circa i [[segno|segni]] (per contraddistinguere il trasferimento di energia libera tra sistema e [[ambiente (fisica)|ambiente]]) segue le regole fissate per le misure in termodinamica, ossia un trasferimento di energia libera dal sistema all'ambiente comporta una diminuizione della stessa nel sistema e quindi sarà registrato con il segno negativo.

[[ImmagineFile:Hydrochloric acid ammonia.jpg|thumb|left|200Un px|<center>Laesempio di reazione chimica traspontanea: dissoluzione di [[acido cloridrico]] ein [[ammoniaca]] è spontanea:.<br> HCl + NH₃ → Cl^- + NH₄⁺]]

=== Termochimica ===

[[Immagine:Hydrochloric acid ammonia.jpg|thumb|left|200 px|<center>La reazione chimica tra [[acido cloridrico]] e [[ammoniaca]] è spontanea:<br> HCl + NH₃ → Cl^- + NH₄⁺]]

La formula che, a pressione e temperatura costanti ([[condizioni standard]]), fornisce la quantità di energia libera rilasciata o assorbita dal sistema è:

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Dove:

* ΔG<math>\Delta G</math> è la variazione di [[energia libera di Gibbs]], espressa in [[joule|J]] <math>(\mathrm{J})</math>;

* ΔH<math>\Delta H</math> è la variazione di [[entalpia]], espressa in [[joule|<math>\mathrm{J]]}</math>;

* <math>T</math> è la [[temperatura assoluta]], espressa in [[kelvin|K]] <math>(\mathrm{K})</math>;

* ΔS<math>\Delta S</math> è la variazione di [[Entropia (termodinamica)|entropia]], espressa in [[joule|<math>\frac{\mathrm{J]]}}{\mathrm{K}}</[[kelvin|K]]math>;

Il segno risultante dalla variazione di energia libera di Gibbs è dipendente solo dalla variazione di entalpia o entropia, non dalla temperatura, che non può essere che positiva. Affinché la reazione sia spontanea, la variazione di energia libera di Gibbs deve essere negativa, pertanto:

* Se ΔS<math>\Delta S>0</math> e ΔH<math>\Delta H<0</math>, il processo è sempre spontaneo e quello opposto mai;

* Se ΔS<math>\Delta S>0</math> e ΔH<math>\Delta H>0</math>, il processo è spontaneo solo ad alte temperature (quindi l'esotermicità della reazione ha poca rilevanza);

* Se ΔS<math>\Delta S<0</math> e ΔH<math>\Delta H<0</math>, il processo è spontaneo solo a basse temperature (quindi l'esotermicità della reazione è molto importante);

* Se ΔS<math>\Delta S<0</math> e ΔH<math>\Delta H>0</math>, il processo non è mai spontaneo e quello opposto sempre;

In accordo alIl [[secondo principio della termodinamica]], afferma che ogni processo spontaneo comporta un aumento netto dell'entropia alldell'internouniverso (sistema più ambiente), per ragioni legate alle dimensioni dell'ambiente rispetto alle dimensioni del sistema, (oè eventualmentepossibile nullo),dedurre eppurel'equazione di cui sopra che contempla solo variabili termodinamiche del sistema. alcuneAlcune reazioni chimiche risultano spontanee nonostante la diminuizionediminuzione di entropia: questo fatto non contraddice il secondo principio, infatti perchéla si realizzi questo tipidiminuzione di reazionientropia èdel necessariasistema un'elevatapuò diminuizioneessere disuperata entalpiain chevalore aumentaassoluto notevolmenteda la temperaturaun nelle vicinanze, tanto che l'aumento di entropiaquella derivantedell'ambiente dae questociò sbalzopuò termicoavvenire compensisolo (ose superi)si laha riduzione dellun'entropiaelevata dovutaperdita alladi reazione.entalpia del sistema.

Reazioni non spontanee possono comunque avvenire fintantoché non si sia raggiunta una condizione di [[equilibrio chimico]]: la costante di equilibrio è, in questi casi, estremamente piccola (es. la dissociazione di [[cloruro di sodio]], <chem>NaCl</chem>, negli ioni Na<supchem>Na+</supchem> e Cl<supchem>Cl-</supchem> non è spontanea, ma avviene comunque in misura tanto ridotta da considerarsi irrilevante).

Un processo spontaneo non significa necessariamente che sia tanto rapido da poter essere constatato ad occhio nudo: l'[[ossidazione]] della [[carta]] è sì una reazione spontanea, ma, se non [[catalizzatore|catalizzata]], è necessario un tempo molto lungo prima che si possa osservare una patina ingiallita depositarsi sulla superficie della carta. Anche il [[decadimento]] del [[diamante]] in [[grafite]] è un processo spontaneo, ma ha tempi di realizzazione sull'ordine dei milioni di anni.

== Spontaneità in elettrochimica ==

=== Elettrochimica ===

[[ImmagineFile:Corrosion.jpg|thumb|right|200Un px|<center>Laesempio di reazione di ossidoriduzione spontanea: [[corrosione]] è una reazione di ossido-riduzione spontaneo:materiali ferrosi.<br>4Fe(OH)₂ + O₂ → 2(Fe₂O₃.''x''H₂O) + 2H₂O]]

La formula che, in condizioni standard, fornisce un'indice di spontaneità di una [[reazione di ossidoriduzione]] é:

In condizioni standard, la variazione di energia libera di Gibbs di un processo [[elettrochimica|elettrochimico]] è data da:

:<math>\operatorname \Delta G = -nF \operatorname \Delta E^{0} \,</math>

:<math>\operatorname \Delta G = -nF \operatorname \Delta E^{0} \,</math>

Dove:

* ΔG è la variazione di energia libera di Gibbs, espressa in J;

* ''n'' è il numero di [[mole|moli]] di [[elettrone|elettroni]], espresso in [[mole|mol]];

* F è la costante di Faraday, pari a 96485 [[Coulomb|C]]/mol;

* ΔE⁰ è la differenza di [[potenziale standard di riduzione]], espresso in [[Volt|V]];

dove:

Il segno risultante dalla variazione di energia libera di Gibbs è dipendente solo dalla differenza di potenziale tra i due elettrodi, che deve essere necessariamente positiva. La reazione è tuttavia reversibile, grazie all'[[elettrolisi]].

* ΔG<math>\Delta G </math> è la variazione di energia libera di Gibbs, espressa in <math>\mathrm{J}</math>;

* ''<math>n''</math> è il numero di [[mole|moli]] di [[elettrone|elettroni]], espresso in [[mole|<math>(\mathrm{mol]]})</math>;

* <math>F</math> è la [[costante di Faraday]], pari a <math>96,485\;\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}}</math>, ove <math>\mathrm{C}</math> indica il [[Coulomb]];

* ΔE<supmath>\Delta E^0</supmath> è la differenza di [[potenziale standard di riduzione]], espresso in [[Volt|V]]; <math>(\mathrm{V})</math>.

In particolare si ha:<ref>{{Cita|Bockris Vol. 2|p. 855}}.</ref>

{{Portale|chimica}}

* <math>\Delta G < 0</math> per i processi che avvengono all'interno di una [[cella galvanica]] (ad esempio in una [[Pila (elettrotecnica)|pila]], una [[batteria ricaricabile]] o durante la [[corrosione]]), che sono quindi spontanei e avvengono senza che sia impartita [[energia elettrica]] dall'esterno (anzi la producono);

* <math>\Delta G > 0</math> per i processi che avvengono all'interno di una [[cella elettrolitica]] (ad esempio l'[[elettrolisi dell'acqua]], l'[[Raffinazione elettrolitica|elettroraffinazione]] e il [[processo cloro-soda]]), i quali infatti per avvenire hanno bisogno dell'apporto di energia elettrica dall'esterno.

== Note ==

<references/>

== Bibliografia ==

* {{cita libro | cognome= O'M. Bockris | nome= John | coautori= Amulya K. N. Reddy | titolo= Modern Electrochemistry: An introduction to an interdisciplinary area - Volume 2 | editore= Plenum Press | anno= 1977 |lingua= inglese |isbn= 0-306-25002-0 |cid= Bockris Vol. 2 |url= http://books.google.it/books?id=5nYyHQAACAAJ&source=gbs_navlinks_s}}

{{Portale|chimica|elettrochimica|termodinamica}}

[[Categoria:Elettrochimica]]

[[Categoria:Termochimica]]

[[en:Spontaneous process]]