abbiamo visto nell’ultimo video che se definiamo l’entalpia H come uguale all’energia interna di un sistema più la pressione del sistema per il volume del sistema e questa è una definizione quasi arbitraria ma sappiamo che questa è una variabile di stato valida che non importa cosa fai in termini di come ci arrivi in termini di come ci arrivi avrai sempre lo stesso valore perché è la somma e il prodotto di altre variabili di stato valide ma questo di per sé non è così utile o intuitivo ma abbiamo visto nell’ultimo video che se assumi una pressione costante e questa è una grande assunzione ma non è un’assunzione irragionevole per la maggior parte delle reazioni chimiche perché la maggior parte delle reazioni chimiche reazioni chimiche, sai, siamo seduti in spiaggia con i nostri becher e sono esposti a temperatura e pressione standard o almeno a una certa pressione che non cambia mentre la reazione avviene, se assumiamo una pressione costante abbiamo visto che il cambiamento di entalpia che il cambiamento di entalpia diventa il calore aggiunto al sistema a quella pressione costante che P c’è solo per mostrarvi che ehi questo è solo quando siamo solo ciò che questo è questo è assumendo che abbiamo a che fare con il calore aggiunto a una pressione costante abbastanza giusto così come possiamo come possiamo usare questi concetti in qualsiasi modo utile diciamo che ho avuto un po ‘di carbonio e nella sua forma elementare è grafite e aggiungo a questo devo avere una mole di carbonio e aggiungo a questo due moli di idrogeno nella sua forma elementare sarà un gas sarà come una molecola giusto se ho solo un mucchio di cuore di un mucchio di idrogeno nel suo stato gassoso diciamo in un palloncino non avrò singoli atomi di idrogeno che si legheranno e formeranno queste molecole biatomiche e se le faccio reagire produrrò una mole di metano una mole di metano ch4 ma non è tutto ciò che produrrò, produrrò anche del calore, produrrò 74 kilojoule di calore più 74 kilojoule di calore quando produrrò quella mole che non può fare una K minuscola per il Killough quando produrrò quella mole di metano, quindi cosa sta succedendo qui, prima di tutto quanto calore viene aggiunto al sistema e supponiamo che questo calore venga semplicemente rilasciato dal sistema che questo non è un processo adiabatico non ho isolato il sistema da nulla ma questo viene semplicemente rilasciato va via viene rilasciato quindi la mia domanda è quanto sai ho iniziato con questo contenitore credo che potremmo chiamarlo che è un standard sai una sorta di pressione fissa e forse avevo un mucchio di beh volevo fare il carbonio lo farò in grigio ho un mucchio di carbonio solido in giro forse qualche tipo di polvere e poi ho un po’ di idrogeno gas idrogeno molecolare ognuno di quei punti ci sono due atomi di idrogeno e non so forse lo scuoto o qualcosa li faccio reagire e poi ho un mucchio di metano e poi ho ottenuto un mucchio di metano ho ottenuto un mucchio di gas metano lo farò in verde quindi ora ho solo un mucchio di gas metano e ho rilasciato 74 kilojoule ho rilasciato 74 kilojoule quindi quanto calore è stato aggiunto al sistema beh abbiamo rilasciato calore dal sistema abbiamo rilasciato 74 kilojoule quindi il calore aggiunto al sistema il calore aggiunto al sistema era meno 74 kilojoule meno 74 giusto, se vi avessi chiesto che il calore rilasciato allora avrei detto 74 ma ricordate che a noi interessa che il calore aggiunto al sistema sia 74 kilojoule e vi ho appena mostrato che è la stessa identica cosa della variazione dell’entalpia come la variazione dell’entalpia come la variazione dell’entalpia quindi come possiamo pensare a questo qual è l’entalpia di questo sistema rispetto a questo sistema beh sarà più bassa, perché se prendete l’entalpia, quindi il cambiamento di entalpia è l’entalpia del vostro sistema finale meno l’entalpia del vostro sistema iniziale e abbiamo un numero negativo, abbiamo meno 74 kilojoule, quindi questo deve essere inferiore a questo di 74 kilojoule, quindi H questa entalpia qui è inferiore a questa entalpia qui, quindi se lo stiamo effettivamente disegnando su un un diagramma se io disegno la reazione diciamo che questo è solo, so, questo è solo il tempo o qualcosa del genere, questo è come la reazione procede su quell’asse e sull’asse y disegnerò l’entalpia così la reazione inizia alla vostra entalpia iniziale H I e questo è questo stato proprio qui, quindi iniziate da lì, lo farò nel giallo di quel contenitore, quindi questo giallo lo farò proprio lì si parte da lì e poi ora il toner si agita o non entrerò nell’energia di attivazione quindi potrebbe avere una piccola gobba e tutto il resto ma chi lo sa ma poi finiamo alla nostra entalpia finale abbiamo questa entalpia finale proprio qui dopo che la reazione è avvenuta che è questa data proprio qui questo è H finale così puoi vedere che hai avuto questo calo e entalpia e ciò che è interessante qui è che non è tanto il valore assoluto di questa entalpia qui o il valore assoluto di questa entalpia qui è ma ora che abbiamo l’entalpia possiamo avere una specie di quadro per pensare a quanta energia termica è in questo sistema rispetto a questo sistema e dato che c’è meno energia termica in questo sistema rispetto a quel sistema energetico noi dobbiamo aver rilasciato energia e sapete che in un certo senso ve l’ho detto dall’inizio, giusto, che l’energia viene rilasciata e la parola per questo la usiamo: esotermia, esotermia, ora se volete andare dall’altra parte, diciamo che vogliamo andare dal metano e tornare alla sua parte, dovete aggiungere calore alla reazione, dovreste se volete andare indietro attraverso questa reazione andare verso l’alto si dovrebbe aggiungere si dovrebbe aggiungere quel contenuto di calore per ottenere quel Delta H positivo e quindi si avrebbe una reazione endotermica quindi se una reazione rilascia energia esotermica se una reazione ha bisogno di energia per avvenire è endotermica ora potreste chiedere a Sal da dove viene quell’energia non può venire così ho iniziato da questa entalpia qui e l’entalpia ha questa strana definizione proprio qui per poi finire a quest’altra entalpia qui e come vedete l’entalpia sapete che la pressione che stiamo assumendo è costante, diciamo che il volume non cambia molto in questa situazione o forse non cambia affatto, quindi la maggior parte del cambiamento deriva dal cambiamento dell’energia interna. c’è un po’ di energia interna più alta qui e un po’ di energia interna più alta e un po’ di energia interna più bassa qui che sta causando il calo principale dell’entalpia e quel cambiamento nell’energia interna è davvero una conversione da un po’ di energia potenziale qui nel calore che viene rilasciato quindi c’era un po’ di calore che è stato rilasciato 74 kilojoule e così la nostra energia interna è scesa e quello che fa tutto questo è darci un quadro in modo che se sappiamo quanto calore ci vuole per formare o non formare certi prodotti, allora possiamo in qualche modo prevedere quanto calore sarà rilasciato o quanto calore sarà assorbito da reazioni diverse e così qui sto per toccare un’altra nozione, la nozione di calore di formazione o a volte è il cambiamento di entalpia di formazione, quindi il modo in cui se ne parla è il cambiamento nell’entalpia di formazione ed è normalmente dato ad una certa temperatura e pressione standard, quindi si mette un po’ di solito è uno zero, a volte è solo un cerchio e quello che è è quanto è il cambiamento nell’entalpia per arrivare a quella per arrivare a qualche molecola dalla sua forma elementare, così per esempio se lo vogliamo per il metano se abbiamo il metano lì e vogliamo capire il suo se vogliamo capire il suo calore di formazione diciamo guarda se formiamo il metano dalle sue forme elementari che cosa è il Delta H di quella reazione bene abbiamo appena imparato che cosa il Delta H di quella reazione era era meno 74 kilojoule che significa che se si forma il metano dai suoi blocchi elementari credo che si sta andando a rilasciare 74 kilojoule di energia che questa è una reazione esotermica reazione esotermica perché hai rilasciato calore hai anche questo si può dire che il metano è in uno stato di energia più bassa o ha un’energia potenziale più bassa di questi ragazzi e perché ha un’energia potenziale più bassa è più stabile voglio dire un modo per pensarci è che se hai un ragazzo, sai una montagna qui e poi è quaggiù e hai una palla, hai una palla e questa non è una completa analogia diretta, ma l’analogia con l’energia potenziale è che quando sei in uno stato di energia potenziale più basso tendi ad essere più stabile e così nel mondo di tutti i giorni se hai un mucchio di metano in giro, il fatto che abbia un calore negativo di reazione o calore di formazione negativo o un calore di formazione negativo o dovrei dire un calore di formazione standard negativo perché non ce l’ho qui o un cambiamento standard negativo nell’entalpia di formazione, sono tutte le stesse cose che mi dicono che il metano è stabile rispetto ai suoi composti costituenti e in realtà puoi cercare queste cose, non dovrai mai memorizzarle ma è bene sapere cosa sono e ho copiato tutta questa roba in realtà lasciami prendere le tabelle reali da Wikipedia qui sotto ho fatto tutti questi direttamente da Wikipedia questi ti danno che il calore standard di formazione di un sacco di cose e se si guarda se si guarda qui sotto per vediamo se hanno metano proprio lì questo è quello che abbiamo a che fare ci dicono essenzialmente il Delta H della reazione che forma il metano, ci dicono che questa tabella di punti ci dice che se partiamo con del carbonio allo stato solido più due moli di idrogeno e uno stato gassoso e formiamo una mole di metano, se prendiamo l’entalpia qui meno l’entalpia qui qui quindi il cambiamento di entalpia per questa reazione a una temperatura e pressione standard sarà uguale a meno 74 kilojoule per mole e tutto questo è dato per mole quindi se hai una mole di questo due moli di questo e per formare una mole di metano stai per rilasciare 74 kilojoule di calore quindi questa è una reazione stabile ora ci sono un paio di cose interessanti qui e continueremo ad usare questa tabella nei prossimi video, vedete qui l’ossigeno mono atomico monta ha un calore di formazione standard positivo, il che significa che ci vuole energia per formarlo, giusto che se avete una reazione, lasciatemi dire la reazione, la scriverò in questo modo, una metà di ossigeno molecolare come gas per andare ad una mole di ossigeno proprio come una sorta di stato gassoso questo ci dice che questo stato ha più potenziale di questo stato e per far sì che questa reazione avvenga devi aggiungere energia ad essa devi mettere l’energia dall’altra parte così deve essere si metterebbe un più così proprio qui dovresti dire più 249 joule così potresti dire hey Sal questo non ha senso l’ossigeno è solo ossigeno perché c’è un calore di formazione dell’ossigeno e questo perché si usa sempre la forma elementare come punto di riferimento, quindi l’ossigeno, se guardi se hai un mucchio di ossigeno in giro, sarà nella forma o2, se hai un mucchio di idrogeno, sarà h2, se hai un mucchio di azoto, sarà n 2. Il carbonio, d’altra parte, è solo C e sarà n 2. d’altra parte è solo C e tende ad essere nella sua forma solida come grafite quindi tutti i calori di formazione sono relativi alla forma in cui si trova quell’elemento quando ne hai una versione pura non necessariamente la sua forma atomica anche se a volte è la sua forma atomica ora nel prossimo video useremo questa tabella che è una tabella molto comoda di cui ho tagliato e incollato parti per in realtà risolvere i problemi in questo ultimo video vi ho dato il calore di formazione e ci abbiamo pensato un po’ nei prossimi video useremo questa tabella che dà un calore di formazione standard per capire se le reazioni sono endotermiche cioè assorbono energia o esotermiche cioè rilasciano energia e capiremo quanto