In generale si usa la parola “vapore” per indicare lo stato aeriforme di una sostanza che, a temperatura e pressione normale si trova allo stato liquido. Sono comunemente chiamati “gas” quei corpi i quali, a condizioni normali, si trovano invece allo stato aeriforme (es. l’ossigeno). La distinzione tra gas e vapore risale a circa un secolo fa, quando furono compiuti importanti esperimenti per liquefare i gas. Poiché era possibile condensare i vapori tramite la compressione, i fisici pensarono che lo stesso metodo potesse essere applicato per i gas. Tale ipotesi si rivelò fallimentare!
Corpi aeriformi come l’ossigeno, l’idrogeno, l’azoto, pur sottoposti, a temperatura normale, a pressioni anche rilevanti, rimanevano sempre allo stato aeriforme, e per questo furono chiamati “gas incoercibili“.
Fu il fisico irlandese Thomas Andrews a dimostrare sperimentalmente che anche i gas possono essere liquefatti e che non esiste una sostanziale differenza tra gas e vapore.
Definiamo la funzione di stato detta Entalpia come
H = U + p V
In una trasformazione che avvenga a pressione costante p (isobara) il lavoro è dato
L = p ΔV
ed in questo caso il primo principio della Termodinamica può essere scritto come
ΔU = Q – L = Q – p ΔV da cui essendo ΔH = ΔU + p ΔV → ΔH = Q
ΔH < 0 Reazione esotermica o con rilascio di calore
ΔH > 0 Reazione endotermica o con assorbimento di calore
Il primo principio della termodinamica ci dice che un aumento in una delle forme di energia deve essere accompagnato da una diminuzione di qualche altra forma di energia, ma non pone alcuna restrizione sui tipi di conversione di energia che possono avere luogo; inoltre, esso non fa alcuna distinzione fra calore e lavoro.
Secondo il primo principio, l’energia interna di un corpo può essere aumentata fornendo calore e/o eseguendo del lavoro su di esso. Ma c’e una differenza importante fra calore e lavoro che non è evidente dal primo principio. Per esempio, è possibile convertire lavoro completamente in calore, ma, in pratica, è impossibile convertire calore completamente in lavoro senza produrre delle modifiche nell’ambiente circostante.
È impossibile realizzare un processo che abbia come unico risultato il trasferimento di calore da un corpo freddo ad uno caldo (enunciato di Clausius).
È impossibile realizzare un processo che abbia come unico risultato la trasformazione in lavoro del calore fornito da un’unica sorgente a temperatura uniforme (enunciato di Kelvin-Planck).
Siano 1 e 2 due corpi a contatto a temperatura T1 e T2 che si scambino reversibilmente del calore ma che siano isolati dall’ambiente esterno
Q1 + Q2 = 0
e sia 2 il corpo che assorba calore
ΔS1 = Q1/T1 = – Q2/T1 ΔS2 = Q2/T2
la variazione di entropia totale è ΔST=ΔS1+ ΔS2= Q2(T1-T2)/T1T2
Se la trasformazione la si fa avvenire spontaneamente essa violerà le condizioni di reversibilità (es. non soddisferà la quasistaticità) e quindi
ΔST=ΔS1+ ΔS2= Q2(T1-T2)/T1T2 > 0 il che implica che T1 > T2
In Termodinamica, esattamente come accade nello studio dello stato di equilibrio di un sistema meccanico attraverso lo studio dell’energia potenziale e dei suoi minimi, è possibile definire un potenziale termodinamico. In Termodinamica abbiamo più funzioni di stato ed esse possono essere potenziali termodinamici per alcune trasformazioni e non esserlo per altre.
Nei sistemi isolati –S è potenziale termodinamico
Possiamo però definire
L’energia libera di Helmotz F = U – T S
L’energia libera di Gibbs G = H – T S = F + p V
1) Si consideri un sistema che scambi calore con l’esterno ma non lavoro e che sia posto a temperatura costante (sistema dinamicamente isolato)
Da quanto precedentemente dimostrato – ΔF rappresenta il massimo lavoro possibile che può essere estratto dal sistema attraverso una trasformazione reversibile. Per trasformazioni irreversibili L < – ΔF, ma essendo L=0 segue che – ΔF > 0 ovvero ΔF < 0.
2) Si consideri un sistema che subisca trasformazioni isoterme e che sia dinamicamente in contatto con l’esterno posto a pressione costante.
Questo è il caso di molte reazioni chimiche. In questo casa è l’energia libera di Gibbs a costituire il potenziale termodinamico
Riassumendo
2. Termologia e Termodinamica - I
3. Termologia e Termodinamica - II
4. Termologia e Termodinamica - III
5. Termologia e Termodinamica - IV
8. Acustica
9. Ottica geometrica - I parte
10. Ottica geometrica - II parte
11. L'occhio umano
12. Tensione superficiale - I parte
13. Tensione superficiale - II parte
15. Emodinamica
16. Elettrostatica
18. Elettrodinamica - II parte
19. Modello atomico
20. Radiazioni elettromagnetiche
21. Radioattività