Entalpia Standard Di Reazione

Voce principale: Entalpia.

Viene solitamente riportata come entalpia molare standard di reazione, ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }{\hat {H}}^{\circ }}$. La sua unità di misura, nel sistema internazionale, è quindi ${\displaystyle \left[\mathrm {J} \,\mathrm {mol} ^{-1}\right]}$.

Per una generica reazione chimica l'entalpia molare standard di reazione può essere ricavata, grazie alla legge di Hess, dalla seguente relazione:

${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }{\hat {H}}^{\circ }=\sum _{i}\nu _{i}\cdot \Delta _{\mathrm {f} }{\hat {H}}_{i}^{\circ }=\sum _{prodotti}{|\nu _{i}|\cdot \Delta _{\mathrm {f} }{\hat {H}}_{i}^{\circ }}-\sum _{reagenti}{|\nu _{i}|\cdot \Delta _{\mathrm {f} }{\hat {H}}_{i}^{\circ }}}$

dove ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {f} }{\hat {H}}^{\circ }}$ è l'entalpia standard di formazione molare e ${\displaystyle \nu }$ è il numero stechiometrico.

L'entalpia standard di reazione assume valori negativi se è associata ad una reazione esotermica, e valori positivi se è associata ad una reazione endotermica, nelle condizioni di T e p considerate.

Formalmente, l'entalpia molare di reazione è funzione di temperatura e pressione ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }{\hat {H}}(T,p)}$ ma per pressioni medio-basse è quasi indipendente dalla pressione, quindi si può considerare ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }{\hat {H}}(T)}$. L'entalpia di reazione in funzione della temperatura può essere calcolata applicando l'equazione di Kirchhoff:

${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }{\hat {H}}(T)=\Delta _{\mathrm {f} }{\hat {H}}^{\circ }+\int _{T^{\circ }}^{T}\Delta C_{m,\,p}\mathrm {d} T}$

dove ${\displaystyle \Delta C_{m,\,p}=\sum _{prodotti}|\nu |\cdot C_{m,\,p}-\sum _{reagenti}|\nu |\cdot C_{m,\,p}}$

con ${\displaystyle C_{m,\,p}}$ capacità termica molare a pressione costante.

L'entalpia di reazione dipende anche dallo stato di aggregazione (liquido, gas. etc.) dei reagenti e dei prodotti.

Tramite la calorimetria è possibile determinare l'entalpia di reazione sperimentalmente.

Per la reazione:

${\displaystyle {\ce {4NH3(g)\ +\ 5O2(g)\to 4NO(g)\ +\ 6H2O(g)}}}$ 

${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }H^{\circ }}$  si calcola nel seguente modo:

${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }H^{\circ }=4\cdot \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(\mathrm {NO,g} )+6\cdot \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(\mathrm {H_{2}O,g} )-4\cdot \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(\mathrm {NH_{3},g} )}$ 

dove è stato omesso il contributo dato dall'ossigeno in quanto l'entalpia standard di formazione degli elementi è posta, per convenzione, pari a 0.

• (EN) IUPAC, Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 3ª ed., RSC Publisching, 2007, ISBN 9780854044337.
• Richard M. Felder e Ronald W. Rousseau, Elementary principles of chemical processes, 3ª ed., John Wiley & Sons, Inc., 2005, ISBN 0-471-68757-X.

• Calorimetria
• Entalpia standard di formazione
• Entalpia standard di combustione
• Legge di Hess

• (EN) enthalpy of reaction, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.  

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