Le reazioni chimiche,con le quali veniamo quotidianamente contatto, possono liberare oppure assorbire energia .di solito l'energia

é scambiata sotto forma di calore, ma ci sono anche processi in cui l'energia viene trasferita in altre forme, per esempio sotto forma

di luce.

Per esempio immaginiamo di far reagire un campione di magnesio metallico con l'ossigeno:



2Mg +O2 → 2MgO + calore + luce


Si tratta di una comune reazione di combustione che produce una grande quantità di luce e di calore.

Questo fatto ci induce a due considerazioni:

- il legame chimico (di tipo ionico) nell'ossido di magnesio

è più forte del doppio legame dell' ossigeno e del lega-

me metallico del magnesio.

Da queste considerazioni deduciamo che per produrre molta energia con una reazione, i reagenti devono possedere legami deboli (cioè devono essere molto reattivi) e i prodotti devono avere legami più forti (cioè essere molto stabili).

In generale, quindi, per stabilire la variazione di energia che accompagna una reazione chimica dobbiamo sapere quali sono i prodotti e i reagenti della reazione, in quanto la variazione di ΔU, dipende:

- dal numero dei legami rotti (nei reagenti);

-dal numero dei legami formati (nei nuovi prodotti);

-dalla forza dei legami, dei reagenti e dei prodotti.


Q = –ΔU

Dove Q è il calore prodotto (ceduto all’ambiente) e –ΔU è la diminuzione di energia chimica.


Nel caso della formazione di prodotti di reazione gassosi, avviene una espansione. Se la pressione esterna è p, durante l’espansione il sistema compirà un lavoro sull’ambiente pari a p × ΔV; pertanto, il calore che si sviluppa, misurato per mezzo di un calorimetro sarà:


Q = – ΔU – p × ΔV = –Δ ( U + pV )


Tuttavia poiché la maggior parte delle reazioni avviene a pressione costante, per tener conto del lavoro di espansione usiamo la funzione H = U + pV, chiamata entalpia.

Pertanto, il calore assorbito dal calorimetro a pressione costante è:

Q = – ΔH = – ( H prodotti – H reagenti)

La variazione di entalpia ΔH del sistema è uguale al calore ceduto o assorbito a pressione costante:

ΔH = Q


Definendo come standard lo stato di una sostanza alla pressione di una atm, si indica con ΔH° l’entalpia di formazione, cioè la variazione di entalpia associata alla formazione delle sostanze a partire dagli elementi costituenti, presi nella forma più stabile. L’unità di misura dell’entalpia è il joule. Se si considera il calore assorbito o ceduto nel corso delle reazioni che danno come prodotto una mole sempre alla pressione di una atm, la grandezza è normalmente indicata con ΔH°f e viene espresso in kJ/mol.

L’entalpia di formazione di un elemento nella sua forma più stabile e a pressione standard ( O2,N2 ,

H2 , Na, ecc…) è uguale a 0.

Essendo ΔH = entalpia dei prodotti – entalpia dei reagenti, quando la variazione di entalpia è minore di zero ( ΔH < 0, cioè entalpia dei prodotti < entalpia dei reagenti) si verifica emissione di calore e la reazione è chiamata esotermica. Se invece ΔH > 0 la reazione è chiamata endotermica e richiede energia; in altre parole, il sistema assorbe calore dall’esterno.













Nella tabella sottostante troviamo:

Una conseguenza della variazione di entalpia è la legge dell’additività dei calori di reazione o

Legge di Hess secondo la quale: se una reazione può avvenire in una serie di passaggi, il ΔH della reazione globale sarà uguale alla somma algebrica delle variazioni di entalpia per ciascun passaggio.





La legge di Hess ha grande importanza, perché consente di ottenere i calori di reazione per via indiretta, nei casi in cui non è possibile realizzare una sperimentazione diretta.










Durante un passaggio di stato, anche se la temperatura non aumenta, avviene comunque uno scambio di calore. Nel caso della fusione, per esempio , il sistema continua ad assorbire energia. Tale quantità di energia è chiamata calore latente di fusione. Latente significa <che non si vede> perché l’assorbimento di calore non si manifesta con un aumento della temperatura.

Il calore latente di fusione è la quantità di energia per fondere completamente 1 g di sostanza alla temperatura di fusione. E’ una proprietà intensiva della materia che si misura in J/g spesso utilizzata per identificare e separare le sostanze pure. Nel caso dell’acqua , esso corrisponde a 334J/g ; ciò significa che per fondere 1 g di acqua di ghiaccio occorrono 334J (o 80 cal) che possono essere forniti sotto forma di calore (per esempio, da una fiamma, vedi figura) ma anche di lavoro (per esempio, per strofinio). Un grammo di ghiaccio fonde con 334 joule; fornendo la stessa quantità di energia termica a un grammo di rame, questo raggiungerà la temperatura di 850°C.










Qual è il significato del calore latente? Possiamo cercare una spiegazione usando la teoria cinetico-molecolare e facendo sempre riferimento all’acqua. Sappiamo che, durante il passaggio da solido a liquido, bisogna fornire al sistema l’energia necessaria a vincere le forze di coesione che mantengono le molecole in posizione fisse, vicine le une alle altre.

Questa quantità di energia corrisponde al calore latente di fusione. Fino a che tutte le molecole non sono passate allo stato liquido, la temperatura del sistema non aumenta.

Consideriamo ora invece il passaggio inverso, dallo stato liquido a quello di vapore; come nel caso della fusione, possiamo definire il calore latente di vaporizzazione: il calore latente di vaporizzazione è la quantità di energia necessaria per far evaporare completamente 1 g di sostanza alla temperatura di ebollizione.

Come la fusione, anche l’ebollizione è un processo che richiede energia. Il calore latente di vaporizzazione è la quantità di energia necessaria a indebolire le forze di coesione tra le particelle del liquido, permettendo loro di allontanarsi fino a passare allo stato di vapore. Il calore latente di vaporizzazione è , come il calore latente di fusione, una proprietà intensiva, ed è caratteristico per ogni sostanza pura.










Osservando la tabella noteremo che, per la stessa sostanza , il calore latente di vaporizzazione è generalmente molto maggiore di quello di fusione; nel caso dell’acqua, il valore è circa sette volte maggiore (2260 J/g) , vedi figura in basso. Ciò significa che per vaporizzare una certa quantità di acqua occorre sette volte più energia che per fondere la stessa quantità di ghiaccio.

Questa differenza dipende dal fatto che è più diffide annullare le forze di coesione di un liquido che diventa vapore piuttosto che ridurre le forze di coesione all’interno di un solido.











La sua sublimazione e il brinamento, infine, sono passaggi di stato che avvengono tra solido e gas.

La sublimazione è il passaggio delle molecole di un solido allo stato aeriforme, grazie alla loro energia cinetica. Questo fenomeno è particolarmente evidente per i solidi le cui molecole sono debolmente legate le une alle altre, e spiega l’odore di certi materiali, come la naftalina e la canfora, o il colore viola che circonda i frammenti dello iodio solido. Anche il ghiaccio può sublimare, sotto vuoto e quando la pressione è inferiore a 600 Pa. Il fenomeno è utilizzato nella liofilizzazione. Durante tale processo le molecole dell’acqua, sublimando, abbandonano le cellule congelate dei cibi senza danneggiarle. Il passaggio inverso, cioè da gas a solido, si chiama brinamento.





E’ il prodotto del calore specifico di una sostanza per il peso atomico. Per esso vale la regola di Dulong- Petit:”il calore atomico per quasi tutti gli elementi allo stato solido, a temperatura e pressione ordinarie, è sensibilmente costante ed il suo valore è circa 6 cal / °C grammoatomo”





In una reazione esotermica o endotermica è quella quantità netta di calore liberato o assorbito durante la formazione di una grammomolecola di una sostanza dai suoi elementi componenti





Quantità di calore assorbita o ceduta da una sostanza che viene disciolta in un solvente