Processo spontaneo: differenze tra le versioni

Versione delle 19:08, 29 mar 2021

Versione delle 14:53, 22 ago 2021

Riga 1:

{{Termochimica}}

{{NN|Chimica|agosto 2021}}

Un '''processo spontaneo''' è una [[reazione chimica]] in cui il [[sistema (fisica)|sistema]] rilascia [[energia libera]] (spesso sotto forma di [[calore]]) e si sposta ad uno stato energetico più basso, [[termodinamica|termodinamicamente]] più stabile. Le reazioni di questo tipo sono, appunto, spontanee, ossia avvengono naturalmente con il corso del tempo e in precise condizioni di [[pressione]] e [[temperatura]].

Riga 12:

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;

Il [[secondo principio della termodinamica]], afferma che ogni processo spontaneo comporta un aumento netto dell'entropia dell'universo (sistema più ambiente), per ragioni legate alle dimensioni dell'ambiente rispetto alle dimensioni del sistema, è possibile dedurre l'equazione di cui sopra che contempla solo variabili termodinamiche del sistema. Alcune reazioni chimiche risultano spontanee nonostante la diminuzione di entropia: questo fatto non contraddice il secondo principio, infatti la diminuzione di entropia del sistema può essere superata in valore assoluto da un aumento di quella dell'ambiente e ciò può avvenire solo se si ha un'elevata perdita di 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.

Riga 38:

dove:

* ''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]] <math>(espresso in [[mole|\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|C]]/mol;

* ''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>