Accumulo energia termica

La soda caustica, idrossido di sodio (NaOH), disciolto in acqua, produce molto calore per cui si sta pensando di utilizzarlo per accumulare energia termica.

Reazioni esotermiche e endotermiche

  • Dissoluzione: le molecole d’acqua, circondano lo ione formando legami di tipo elettrostatico.
  • Processo endotermico:  il processo di solvatazione sottrae calore dall’ambiente, abbassando la temperatura del sistema.
  • Processo esotermico: il processo di dissoluzione fa aumentare la temperatura del sistema.
  • Entalpia: L’energia rilasciata o assorbita durante la dissoluzione, a pressione costante.

Processo di solvatazione.

Quando si scioglie il sale da cucina (NaCl), in acqua, gli ioni Na+ e Cl-, che sono uniti da un legame elettrostatico, si trovano circondati dalle molecole d’acqua (OH- e H+), che sono elettricamente neutre, ma hanno una geometria polarizzata e si dispongono in modo che le cariche positive siano opposte a quelle negative.

Reazioni endotermiche: abbassano la temperatura della soluzione.

Se è necessario agitare e scaldare la soluzione per favorire lo scioglimento del cristallo, e favorire la  separazione degli ioni che lo compongono, si dirà che il processo è endotermico.

NaCl        ΔH +3.87  entalpia positiva

Se la variazione di temperatura (variazione di entalp ΔH ) è positiva, significa che è necessario fornire calore affinché il sale si sciolga completamente, o, da un altro punto di vista:

L’aggiunta di NaCl in acqua, fa abbassare la temperatura, sottraendo l’energia che gli serve per il processo di solvatazione, dall’ambiente circostante.

 

Questo tipo di misurazione si fa con un calorimetro; nel caso del sale da cucina è difficile rendersi conto che la temperatura dell’acqua si è abbassata.

Anche il Nitrato di Ammonio (NH4NO3), sciolto in acqua, fa abbassare la temperatura del sistema; il processo è evidente e questa caratteristica è sfruttata commercialmente nelle confezioni che si usano in ambito sportivo in mancanza di ghiaccio, per alleviare gli effetti di una distorsione.

Non tutti I processi di dissoluzione sono endotermici.

Quando i legami che si rompono con la formazione di nuovi legami, più forti di quelli che si sono rotti, la reazione di dissoluzione sarà esotermica e si svilupperà calore.

NaOH                   ΔH  - 4,51  Entalpia negativa

 

Variazione di entalpia   ΔH

La variazione di entalpia è la variazione di temperatura di un soluto che sciogliendosi in acqua, assorbe o cede energia all’ambiente, a pressione costante.

  • ΔH > 0 Se le molecole di soluto si separano somministrando energia, il processo  è endotermico.
  • ΔH > 0 Se le molecole del solvente hanno bisogno di energia per separarsi, il processo  è endotermico
  • ΔH < 0  se soluto e solvente formano una soluzione rilasciando energia, il processo è esotermico.

È la somma di queste tre situazioni che determina il risultato finale.

https://www.youtube.com/watch?v=wq3C_dlKCGo

la variazione di temperatura, avviene per separare le molecole di soluto, circondandole con molecole di solvente (energia di idratazione), oppure per la separazione degli ioni, attratti dalla polarizzazione dell’acqua che li circonda (calore di idratazione) .

E’ difficile prevedere la variazione dell’energia d’idratazione per ioni grandi; il cloruro di Ammonio ha una debole energia d’idratazione, la sua forza di attrazione nel cristallo del sale è debole.

L’energia d’idratazione diminuisce all’aumentare della grandezza dello ione.

Paragonando NaCl con NaOH, si osserva che l’energia d’idratazione per Cl- e OH- è simile, la differenza è nella diversa geometria molecolare, la struttura del cristallo di NaOH è una struttura distorta del cristallo di NaCl, probabilmente perché gli ioni OH, non sono sferici, il che lo rende facilmente idratabile, oltre al fatto che le forze cristalline di NaOH sono deboli.

regole:

 

Se la sostanza che vogliamo sciogliere in acqua è composta di ioni con un’elevata carica elettrica (positiva o negativa), per unità di superfice (ioni piccoli con grossa carica elettrica), l’acqua si riscalderà, perché sarà rilasciata più energia rispetto a quella necessaria per rompere la struttura cristallina; processo esotermico.

 

Cloruro di litio LiCl: Li+ è molto piccolo e facilmente solvatato dall’acqua formando un legame relativamente forte Li--OH2; esotermico.

 

Cloruro di Calcio CaCl2: ione piccolo - carica grande, Ca++ -- OH2, forma un legame molto forte;processo esotermico.

 

Na2SO4*10H2O: il sale contiene acqua nella sua molecola, il Sodio è parzialmente idratato; processo endotermico.

Se il sale reagisce con l’acqua, (idrolisi), sale di un acido debole o base debole, i legami che si formano nella reazione sono più forti (legame ione-dipolo) della solvatazione;processo esotermico.

 

Solfuro di litio LiS2:  S- - reagisce con l’acqua formando HS- o H2S e OH-; processo esotermico.

S- - + H2O <-> HS- + OH- + H2O  <-> H2S + 2OH-

 

Cloruro di Alluminio AlCl3: sale formato da una base debole, la sua solvatazione porta alla formazione di un catione con tre cariche positive Al+++;  processo esotermico.

Quando c’è la possibilità che si formino degli OH-, il processo sarà esotermico a causa della formazione di molti legami a idrogeno, che sono forti.

Alcune sostanze in acqua sviluppano calore, altre sottraggono calore perché?

Perché dipende dall’energia coinvolta nell’intero processo di dissoluzione.

Nel caso di sostanze ioniche, quando una sostanza è sciolta in acqua, i legami si rompono facilmente, ma se il legame è di tipo covalente e gli ioni che compongono la sostanza sono grandi, la dissociazione non è facile, perché l’energia necessaria per disperdere il soluto (sale) nel solvente (acqua) è maggiore della energia rilasciata dalla rottura del legame covalente .

 

La variazione di entalpia è uguale alla variazione di temperatura a pressione costante (variazione di energia termica)

L’entalpia si misura in Joule per mole   1 caloria = 4,184 joule

La caloria è la quantità di calore, espresso in gradi Celsius, necessaria per alzare di un grado 1 grammo di acqua.

 

 

In un calorimetro, si aggiunge una quantità nota di acqua distillata e si misura la sua temperatura in gradi Celsius.

Si pesa la sostanza da aggiungere all’acqua nel calorimetro e si calcolano le moli (grammi/peso molecolare.)

Si misura la variazione di temperatura fintanto che questa rimane costante.

Conoscendo le calorie e le moli, si ottiene la variazione di entalpia.

                                                              Sistema                             ambiente esterno

Bilancio energetico:                        Qdiss                   +   Qsol  + Qcal            = 0

 

  • Qdiss = quantità di energia coinvolta nella dissoluzione.
  • Qsol= quantità di energia trasferita dalla soluzione.
  • Qcal = quantità di energia trasferita dal calorimetro.

 Entalpia e di alcune sostanze in acqua a 25°C

Sostanza                               ΔHkJ/mol

  • LiCl       
  • NaCl      
  • KCl        
  • LiBr        
  • KBr         
  • KOH        
  • NaOH      
  • HCl         
  • NaNH4  
  • -37.0 
  • +3.87 
  • +17.2 
  • -48.8  
  • +19.9 
  •   -57.61
  • -44,51
  • -74.84
  • + 25,69

esperienza pratica

Riccardo Monti