Il secondo principio della termodinamica “stabilisce il verso delle interazioni termodinamiche”, o meglio ancora: “chiarisce il perché una trasformazione avviene spontaneamente in un modo piuttosto che in un altro”.
• Esempio: pensiamo al calore che fuoriesce naturalmente da una sorgente più calda e si dirige verso una più fredda: il processo inverso è impossibile.
Impossibilità, questa, non deducibile dal 1° principio della termodinamica.
Il secondo principio della termodinamica si basa sull’introduzione di una nuova funzione di stato, detta ”entropia”
ENTROPIA
Tutti i fenomeni naturali avvengono spontaneamente in una specifica direzione e non in quella inversa.
Tutto ciò accade poiché QUALSIASI SISTEMA IN NATURA TENDE AD EVOLVERE VERSO UNO STATO DI MAGGIORE DISORDINE.
In termodinamica esiste una funzione di stato che misura il grado di disordine di un sistema: l’ENTROPIA S.
IN NATURA SONO SPONTANEE TUTTE LE TRASFORMAZIONI PER LE QUALI L’ENTROPIA DELL’UNIVERSO AUMENTA.
Per valutare la variazione di Entropia associata ad una reazione chimica è sufficiente calcolare la differenza:
ΔS = S prodotti – S reagenti
Anche in questo caso è opportuno riferire i calori allo stato standard, in modo da renderli confrontabili tra loro.
Una reazione chimica determina un aumento di ENTROPIA, quando:
La reazione comporta un aumento del numero di moli (moli prodotti > moli reagenti)
La reazione comporta passaggi di stato in stati fisici più disordinati.
ENERGIA LIBERA O FUNZIONE DI GIBBS
La spontaneità di una reazione dipende da due fattori:
FATTORE ENTALPICO: dato dalla differenza tra l’energia richiesta per la demolizione dei reagenti e quella guadagnata nella formazione dei prodotti;
FATTORE ENTROPICO: considera la variazione del grado di disordine del sistema nel passaggio dai reagenti ai prodotti.
Per valutare la spontaneità di una reazione, viene usata una funzione di stato ENERGIA LIBERA G, che tiene conto contemporaneamente sia del fattore entalpico che del fattore entropico ed è espressa mediante l’EQUAZIONE DI GIBBS-HELMHOLTZ:
ΔG = ΔH – TΔS
Le reazioni spontanee sono caratterizzate da una diminuzione dell’energia libera ΔG < 0 e vengono dette ESOERGONICHE.
Le reazioni chimiche che determinano un aumento dell’energia libera ΔG >0 possono avvenire solo forzatamente, fornendo energia dall’esterno, e sono dette ENDOERGONICHE.
Quando tra stato iniziale e stato finale della trasformazione non c’è variazione dell’energia libera ΔG = 0, il sistema si trova in equilibrio.
SPONTANEITA’ DELLE REAZIONI
Come si è detto una reazione può avvenire solo quando il valore del ΔG è negativo. In base alla relazione:
ΔG = ΔH – TΔS
Si possono avere 4 casi:
1o caso: ΔH < 0 ΔS > 0
Questo è il caso più favorevole perché entrambi i fattori sono favorevoli. Quindi ΔG sarà negativo.
2o caso: ΔH < 0 ΔS < 0
Il fattore energetico è favorevole, mentre quello entropico no.
3o caso: ΔH > 0 ΔS > 0
La reazione può avvenire solo se il fattore entropico prevale su quello energetico.
4o caso: ΔH > 0 ΔS < 0
Entrambi i fattori sono sfavorevoli e il ΔG risulterà positivo.
