entalpia e legge di Hess mappa concettuale

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Questa mappa concettuale illustra le variazioni di entalpia, ossia l'energia scambiata come calore a pressione costante durante una reazione chimica. Copre le differenze tra processi esotermici ed endotermici, la notazione delle equazioni termochimiche, la legge di Hess di Germain Hess e il calcolo delle entalpie di reazione tramite entalpie standard di formazione. Include legami con l'energia di legame, il calorimetria e applicazioni pratiche come la combustione, utili per lo studio della termochimica.

Perché la legge di Hess funziona
La legge di Hess, enunciata dal chimico svizzero Germain Hess nel 1840, si fonda sul fatto che l'entalpia è una funzione di stato: il suo valore dipende solo dalle condizioni iniziali e finali del sistema, non dal percorso seguito. Di conseguenza, se una reazione può essere rappresentata come somma di più reazioni intermedie, la sua variazione di entalpia è la somma algebrica delle variazioni di entalpia di tali passaggi. Questo principio consente di determinare ΔH di reazioni che non possono essere misurate direttamente, come la formazione di alcuni ossidi o il passaggio dal carbonio al metano, combinando reazioni la cui entalpia è nota sperimentalmente.

Equazioni termochimiche e condizioni standard
Un'equazione termochimica indica gli stati fisici dei reagenti e dei prodotti e riporta la variazione di entalpia corrispondente alla reazione come scritta. È essenziale precisare le condizioni: le entalpie standard di formazione si riferiscono a pressione di 1 bar e a una temperatura di riferimento, di solito 298 K. Poiché ΔH dipende dalla quantità di sostanza, raddoppiare i coefficienti stechiometrici raddoppia il valore di ΔH. Inoltre, invertendo la reazione il segno di ΔH si inverte: la combustione del metano è fortemente esotermica, mentre la reazione inversa, la formazione del metano da biossido di carbonio e acqua, è altrettanto endotermica.

Dal calcolo con Hess alle entalpie di formazione
In pratica, il metodo più usato per calcolare ΔH° di reazione impiega le entalpie standard di formazione tabulate. Ogni reazione può essere immaginata come un percorso in due passaggi: prima i reagenti si scompongono negli elementi semplici, poi questi si ricombinano nei prodotti. La somma algebrica fornisce la relazione ΔH°reazione = ΣΔHf°(prodotti) − ΣΔHf°(reagenti), con i coefficienti stechiometrici come moltiplicatori. Occorre ricordare che per convenzione l'entalpia di formazione degli elementi semplici nel loro stato standard, come O2 gassoso o C grafite, è pari a zero. Un errore comune è dimenticare gli stati fisici, che influenzano i valori tabulati.

Energia di legame: un metodo approssimato
Un approccio alternativo stima ΔH contando i legami rotti e formati: rompere legami richiede energia, formarli la restituisce. La stima usa energie medie di legame, che sono valori medi ricavati da molte molecole diverse, quindi il risultato è approssimato e può discostarsi dai valori sperimentali, specialmente per molecole complesse o in fasi diverse. Il metodo funziona meglio per reazioni in fase gassosa. Il collegamento con la calorimetria è pratico: misurando la variazione di temperatura di una massa nota di soluzione con q = m · c · ΔT si può risalire al calore di reazione e, da qui, al ΔH molare.