Termodinamica
Obiettivi e definizione della termodinamica
Se volessimo rispondere alla domanda "Perché due sostanze reagiscono tra loro?" potremmo superficialmente rispondere dicendo "Le sostanze reagiscono tra loro perché hanno affinità chimica l'una per l'altra".
La risposta però non ci consentirebbe di prevedere quando due specie chimiche possono reagire, e tanto meno di comprendere perché da esse si formano determinati prodotti piuttosto che altri.
Di qui la necessità di una esatta valutazione dei fenomeni chimici che ci consenta di esprimere con un numero l'affinità chimica delle sostanze.
Questa naturale esigenza viene pienamente soddisfatta dalla Termodinamica Chimica, il cui obiettivo principale è appunto l'interpretazione dei fenomeni chimici mediante leggi generali per mezzo delle quali sia possibile:
- Prevedere se in determinate condizioni sperimentali una reazione chimica può avvenire spontaneamente;
- Avere precise indicazioni sulle condizioni più adatte affinché la resa della reazione sia massima.
Termodinamica classica
In generale, la termodinamica studia gli scambi di energia tra il sistema e l'ambiente con lo scopo di individuare le condizioni in cui il sistema è in equilibrio oppure quelle in cui tende ad evolvere spontaneamente.
La situazione di equilibrio corrisponde a un sistema (detto sistema termodinamico) le cui caratteristiche macroscopiche (temperatura, pressione, volume, concentrazione) sono costanti nel tempo. La situazione di "evoluzione" si riferisce a un sistema che cambia le sue coordinate per portarsi all'equilibrio.
La termodinamica poggia essenzialmente su più principi: il primo principio della termodinamica che esprime l'impossibilità di creare e di distruggere energia, che può invece essere trasformata da una forma ad un'altra; ciò ha portato R. Clausius nel 1865 ad affermare che il contenuto di energia dell'Universo, considerato come sistema isolato, è costante.
Il secondo principio della termodinamica che esprime l'impossibilità di trasformare integralmente il calore in lavoro. Dalla elaborazione di questi due principi è possibile derivare i concetti fondamentali che consentono di prevedere l'andamento dei fenomeni chimici.
Esiste anche il terzo principio della termodinamica (il valore dell'entropia di un cristallo puro, perfetto, è zero allo zero assoluto) e il principio zero (due sistemi in equilibrio termico devono avere la stessa temperatura).
Le trasformazioni spontanee e le condizioni di equilibrio possono essere previste studiando alcune funzioni di stato termodinamiche, quali l'entalpia (H), l'entropia (S), l'energia libera (G); queste grandezze permettono di correlare molte proprietà dei composti chimici.
Le teorie della termodinamica classica non richiedono la conoscenza della struttura intima della materia. Per tale motivo i concetti fondamentali della termodinamica, che risalgono ad oltre un secolo fa, sono tutt'ora validi perché sganciati dalle teorie, in continua evoluzione, sulla costituzione della materia; i principi della termodinamica, inoltre, non derivano da leggi generali ma rappresentano la sintesi di una quantità enorme di risultati sperimentali conseguiti dall'uomo nel corso del tempo, inconsciamente prima, scientificamente dopo.
La contropartita di questa validità generale dei concetti termodinamici è che essi non consentono di trarre informazioni né sul meccanismo dei fenomeni ai quali vengono applicati, né sul tempo necessario perché essi si compiano: la termodinamica consente di prevedere, ad esempio, se una reazione - in determinate condizioni sperimentali - può avere luogo o meno.
Nel caso essa possa avere luogo, non dà alcuna informazione né sul meccanismo molecolare né sulla velocità con cui avviene. Tali informazioni sono fornite da un'altra branca della chimica: la cinetica chimica. Una trasformazione può infatti essere termodinamicamente possibile ma avvenire in tempo così lunghi che, al lato pratico, la trasformazione non avviene. Lo studio termodinamico di una reazione chimica deve quindi sempre essere correlato allo studio cinetico della stessa.
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